Stage de Pré-Rentrée UE 1 - Bienvenue | La Fed ... · → sont à faire et seront corrigés la séance suivante ... Exercices Au fait, une mole de grains de sable, ça fait combien

Stage de Pré-Rentrée UE 1

Organisation du stage de pré-rentrée UE 1- 9 h de chimie : Chimie générale (Atomes et liaisons), Chimie organique- 9 h de biochimie : Protides, Glucides, Lipides, Ac. nucléiques, Enzymologie

Des QCMs sont fournis avec le poly → sont à faire et seront corrigés la séance suivante

Dans un chapitre, des questions simples « participatives » et récapitulatives à chaque fin de partie → Donc on écoute bien, on se concentre et surtout ON PARTICIPE !

Bon courage et vive la chimie !

Stage de Pré-Rentrée 2012UE 1 – L’atome

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Diaporama réalisé par les tuteurs de La Fed’

Plan du cours

I- Structure de l’atome

II- Modèle de Bohr

III- Modèle quantique de l’atome

IV- Configuration électronique

V- Tableau périodique


Généralités

Atome : électriquement neutre

Noyau : nucléons = neutrons + protonsconcentre la masse de l’atomeprotons : charge positive

Nuage électronique : électronscharge négative


Particules élémentaires

Charge Masse

Neutron 0 C 1,672.10-27 kg

Proton + 1,602.10-19 C 1,672.10-27 kg= 1836 melectron

Electron - 1,602.10-19 C 9,109.10-31 kg


Caractérisation de l’atome

A = nombre de masse

= nombre de nucléons

Z = numéro atomique

= nombre de protons

(= nombre d’électrons si pas d’ionisation

car atome électriquement neutre)

N = A – Z = nombre de neutrons

Pour les éléments légers : en général, Z = N


Isotopes

Deux atomes sont des isotopes si : même Zdifférents A

Même nombre d’électrons : « isoélectroniques »

Ex: Hydrogène (p=1; n=0)Deutérium (p=1; n=1) isotope stableTritium (p=1; n=2) isotope radioactif

Carbone 12 (p=6; n=6)Carbone 13 (p=6; n=7) isotope stableCarbone 14 (p=6; n=8) isotope radioactif


La mole Abréviation : mol= quantité de matière d’un système contenant autant

d’entités qu’il y a d’atomes dans 12 g de 12C.

La masse d’une mole de particules = masse molaire (unité = g.mol-1 notée M)

Le nombre d’Avogadro Abréviation : NA

= nombre d’atomes réels contenus dans un atome gramme soit dans une mole de ces entités.

NA = M/m = 6,02.1023 mol-1

Une mole de n’importe quelle substance contient donc 6,022.1023 particules de cette substance.


L’unité de masse atomique Abréviation: uma

= 1/12 masse d’un atome de carbone pris à 12g.

1 uma = 1/12 x 1,9926.10-23 g = 1,6605.10-24g

Ex: Masse atomique d’un atome du nucléide 14N = 14 uma.Masse molaire d’une mole de 14N, cad la masse de 6,022.1023 atomes de 14N ≈ 14 g.mol-1.

Exercices

Au fait, une mole de grains de sable, ça fait combien de grains de sable ?!?


Soit l’atome représenté ainsi :

Fe56

- Connaissez-vous le nom de cet élément ?- Quelle est sa charge globale ?- Combien de protons, d’électrons, de neutrons ?

Il existe d’autres atomes dans la nature que l’on peut écrire

- Comment peut-on qualifier sa relation avec 56Fe ?- A-t-il des propriétés chimiques différentes ? Pourquoi ?

26

Fe58

26

Rappel lycée: spectre de la lumière blanche

Lumière blanche

II- Modèle de Bohr

Relation rayonnement-énergie

La lumière peut-être considérée comme - la résultante d’une onde électromagnétique avec une certaine fréquence ν (modèle ondulatoire) - un faisceau de particules photoniques d’une certaine énergie E (modèle corpusculaire).

Ces deux modèles sont reliés par l’équation de Planck :

E = h x ν = h x c/λavec E : énergie (en Joules) NB : 1 eV = 1,6.10-19 J

c : célérité, vitesse de la lumière (3.108 m.s-1)λ : longueur d’onde (en m)h : constante de Planck (6,62.10-34 J.s-1)ν : fréquence (en s-1 ou Hz)

II- Modèle de Bohr

Lumière et spectre électromagnétique

II- Modèle de Bohr

Hydrogènegazeux

Absorption de certaines fréquences par l’hydrogène

II- Modèle de Bohr

II- Modèle quantique de l’atome

Ces spectres sont discontinus →

Le modèle de Bohr est basé surl’interprétation des spectres deraie d’absorption et d’émissionde l’atome d’hydrogène.

• Si on laisse les atomes d’hydrogènes se « désexciter », ilsémettront par fluorescence un spectre de raies d’émission quisera l’opposé du spectre d’absorption précédent.

• L’absorption de certaines fréquences particulières parl’hydrogène gazeux produit un spectre de raies d’absorption .

Toujours fondé sur les lois de la mécanique classique il inclut néanmoins certainsconcepts tels que la quantification des niveaux d’énergie (Max Planck,mécanique quantique).

Même si ce modèle est aujourd’hui considéré comme faux, il reste encore trèsintéressant, puisqu’il conduit à des résultats exacts dans certains champsd’application.

Il commence à envisager la dualité onde-particule : l’électron est à la foisconsidéré comme une particule (avec une masse) et comme une onde defréquence définie.

II- Modèle de Bohr

Modèle de BOHR

Le modèle de Niels Bohr (1885-1962) reprend les bases du modèle planétaire.

• Les électrons gravitent autour du noyau sur des orbites d’altitude(et donc d’énergie) bien précises.

• Lorsque l’électron absorbe ou perd del’énergie, il change d’orbite c’est à dire deniveau d’énergie.

• Un photon de fréquence correspondantà cette différence d’énergie entreorbitales (∆E) est absorbé ou expulsé.

NB : Energie d’une orbitale (atome hydrogénoïde) : En = -13,6/n²en electron-volt (!)

II- Modèle de Bohr

18

II- Modèle de Bohr

Exercices Votre premier QCM d’UE1 Répondre Vrai ou Faux pour chaque item :

A. La lumière peut s’échanger sous la forme de grains élémentaires appelés « photons » B. Le domaine du visible correspond au domaine du spectre électromagnétique compris

entre 400 et 750 nm. C. La relation de Planck s’écrit E = h.ν dans laquelle E est exprimée en électron-volt.D. Pour passer de la couche L à la couche K, un électron absorbe de l’énergie.E. Le modèle de Bohr est totalement « has been ».

Lorsqu’un atome d’hydrogène se désexcite, quel spectre lumineux émet-il ?

Celui-ci ? Ou bien celui-là ?

Un électron peut-il passer d’un niveau d’énergie En = -13,6 eV à un niveau En = - 3,4 eV si on l’expose à une source de photons d’énergie E = 20,0 eV ?

II- Modèle de Bohr

Plus complexe, il est la base de la compréhension de la chimie moderne générale comme organique : son étude est incontournable.

Un électron peut-être également assimilé à une onde. A l’échelle atomique, celarevient à abandonner définitivement l’idée de trajectoire et à faire un effortd’abstraction.

Ce qu’on peut définir = Probabilité de présence. Ce modèle est essentiellementmathématique.


Limites du modèle de Bohr

Modèle quantique de l’atome

Conception « planétaire » de l’atome : séduisante mais à rejeter car ne permetpas de rendre compte de tous les faits expérimentaux, notamment magnétiques.


Les 4 nombres quantiques

La probabilité de présence d’un électron est définie par sa fonction d’onde.

Cette fonction d’onde est reliée à son énergie par l’équation de Schrödinger. Larésolution de cette équation différentielle fait apparaître 3 nombres quantiques :

Ces trois nombres quantiques permettent de définir une orbitale atomique :volume dans lequel on a 95% de probabilité de retrouver l’électron à tout instant

Il existe un quatrième nombre quantique, relatif à une propriété intrinsèque de

l’électron et sans rapport avec l’orbitale décrite. s: nombre quantique de spin

n : nombre quantique principall : nombre quantique secondaire (ou azimutal)m : nombre quantique magnétique

Les électrons se répartissent autour du noyau dans des orbitales = structure électronique. Un électron est défini par 4 nombres quantiques (n, l, m et s).

Symboles Nom Valeurs permises

n nbre quantique principal : détermine

la couche (n=1 : couche K, n=2 = couche L, etc)

1, 2, 3, etc…

l nbre quantique secondaire : détermine la

sous-couche, forme de l’orbitale

de 0 à n-1

m nbre quantique magnétique : détermine

l’orientation de l’orbitale dans l’espace

- l ≤ m ≤ + l

s nbre quantique de spin : rotation de

l’électron sur lui-même, ↑ (+ ½) ou ↓ (- ½)

+ ½ ou - ½



l = 0 : orbitale sl = 1 : orbitale p

l = 2 : orbitale dl = 3 : orbitale f

Couche n l orbitale m Casesquantiques

K 1 0 1s 0

L 2 0

1

2s

2p

0

+1, 0, -1

M 3 0

1

2

3s

3p

3d

0

+1, 0, -1

2, 1, 0, -1, -2

N 4 0

1

2

3

4s

4p

4d

4f

0

+1, 0, -1

2, 1, 0, -1, -2

3,2,1,0,-1,-2,-3


Energie des orbitales atomiques

E (n, l) = - 13,6 x (Z-σ)²/n²

L’énergie d’un électron dépend de n et de l, par :

- L’attraction du noyau : fonction de la distance, nombre quantique n- La répulsion des autres électrons : via une constant d’écran σ, quivient diminuer la charge positive « Z » du noyau.

→ σ est fonction de n (altitude de l’OA) et de l (géométrie de l’OA)

Pour info :

Pour un atome hydrogénoïde : σ = 0, l’énergie ne dépend que de n→ On retrouve le modèle de Bohr.


Conséquence : interpénétration des niveaux d’énergie

Un électron dont l’orbitale est définie par n = 4 n’est pas forcément moins stablequ’un électron n = 3, s’il subit la répulsion d’autres électrons (écrantage).

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

s

spspds

Atome hydrogénoïde Atome polyélectronique

!p

Exercices Quel nombre quantique définit :

- L’orientation d’une orbitale dans l’espace ?- La couche dans laquelle est comprise l’orbitale ? - La forme d’une orbitale ?- Le spin d’un électron ?

Soit l’orbitale atomique suivante :

- Est-ce une orbitale s ou une orbitale p ?- Peut-elle être définie par le triplet de nombre quantique : n = 1 ; l = 1 ; m = 0 ?- Combien peut-elle prendre d’orientations dans l’espace ?- Au fait, c’est quoi une orbitale atomique ?

De quels nombres quantiques dépend l’énergie d’une orbitale :

- Pour un atome hydrogénoïde ?- Pour un atome polyélectronique ?



Configuration électronique de l’atome

Nous avons modélisé un certain nombres d’orbitales : il faut àprésent étudier comment on les remplit et dans quel ordre.

Rappel : une orbitale est défini par n, l, mun électron est défini par son orbitale (n, l, m) et son spin s

On représente une orbitale par une case quantique.

Elle peut être vide , demi-saturée , saturée (2 e-)

Remplissage des OA : 3 règles à connaître (Klechkowski, Hund, Pauli)

IV- Modèle quantique de l’atome

Règle de KlechkowskiRemplissage des sous-couches par

ordre croissant d’énergie

Ordre croissant des énergies

reflété par la somme : n + l

Ex:

6C 1s2 2s2 2p2 3s0 3p0 4s0 3d0 4p0 5s0 4d0 5p0 6s0 4f0 5d0 …

17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s0 3d0 4p0 5s0 4d0 5p0 6s0 4f0 5d0 …

56Ba 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f0 5d0 …


Règle de HundLorsque des orbitales atomiques ont la même énergie (mêmesous-couche), les électrons occupent un nombre maximumd’orbitales avant de s’apparier.

Ex: [6C] 1s2 2s2 2p2 2p2

Principe de PauliDans un même atome, deux électrons ne peuvent pas avoir leurs 4 nombres quantiques (n, l, m, s) identiques

→ Nombre maximum d’électrons par orbitale = 2 (2 valeurs de s)

n, l, m identiquess identiques (+ ½)


1s 2s 2p2 2 1

1s 2s 2p2 2 3

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 2 2 6 2 6 2 2

● B = bore (Z = 5)

● N = azote (Z = 7)

● Ti = titane (Z = 22)

Application des trois règles

Cations et Anions (Atomes ayant perdu/gagné des électrons)

CATIONS : les électrons arrachés en premier sont les plus externes (cad sur le niveau n le plus grand)

Ex: [26Fe] = [Ar] 3d6 4s2

[26Fe2+] = [Ar] 3d6 4s0

[26Fe3+] = [Ar] 3d5 4s0

ANIONS : le remplissage se fait normalement

Ex: [17Cl] = [Ne] 3s2 3p5

[17Cl-] = [Ne] 3s2 3p6 (= [Ar] )


Exercices

A. Une orbitale atomique peut accueillir un maximum de 2 électrons.B. Selon la règle de Klechkowski, on remplit les orbitales par ordre de « n+l » croissant.C. Selon la règle de Hund, deux électrons ne peuvent pas avoir leurs 4 nombres quantiques

identiques.D. La structure électronique du nickel (Z = 28) est 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8

E. La structure électronique de l’ion Ni2+ est 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Le jour J, on demande dans un QCM la configuration du carbone (Z=6) à l’état fondamental.Trois PACES (qui n’auront pas leur concours) choisissent ces configurations électroniques :

Pourquoi ont-ils faux ?

1)

2)

3)

QCM : Gueuler « Vraaaaaiiiii » ou « Fauuuuuux » pour chaque item.

1s 2s 2p

1s 2s 2p

1s 2s 2p




Notion de « famille » importante +++

Halogènes : F, Cl, Br, IConfiguration électronique en nd5

Propriétés chimiques similaires

Oxygène et Soufre : np4

Forment des molécules similaires : H2OH2S

Exercices

A quel bloc appartiennent : - Les halogènes ? - Les alcalins ?- Les lanthanides ?

Pouvez-vous citer les gaz rares dans l’ordre (sans regarder le tableau) ? Même question pour les halogènes.

A partir de quelle période voit-on apparaître les métaux de transition ?

Culture G : Savez-vous comment s’appelait le chimiste russe très intelligent qui a construit la première classification périodique ?


²Stage de Pré-Rentrée 2012UE 1 – Liaisons entre atomes

37


I- Liaisons covalentes

Electrons de valenceOn appelle électrons de valence les e- qui vont pouvoir intervenir dans desliaisons = e- périphériques.

Définition

Une liaison covalente résulte de la mise en commun d’électrons de valenceentre deux (ou plusieurs) atomes ou ions.La distance inter-atomique idéale est celle pour laquelle l’édifice est le plus stable(il atteint le niveau de moindre énergie.)

L’état d’énergie entre l’état d’atomes séparés et l’état d’atomes liés représente àla fois l’énergie libérée lors de la liaison et l’énergie nécessaire pour rompre cetteliaison. C’est l’énergie de liaison (unité : J.mol-1 ou cal.mol-1)

A B. . A B..

A+ B-

A B..

Liaison covalente pure (cas limite)Résulte d’une forte interaction entre 2 atomes neutres où chacun fournit un e-. On a une paire d’e- partagée équitablement entre les 2 atomes.

Liaison covalente polaire (cas intermédiaire)Cas intermédiaire entre la covalente pure et l’ionique, où les atomes d’une molécule hétéronucléaire, entraînent un partage inégal des électrons.

Liaison ionique (cas limite)Formée par l’attraction de 2 atomes possédant unetrès grande différence d’électronégativité. Dans ce cas,il y a transfert d’un ou plusieurs e- , et formation d’ionsde charges opposées. (ex. Na+ et Cl-).

Les liaisons : caractère covalent et caractère électrostatique


Orbitales s

Si l’on prend 2 atomes A et B placés à une distance rl’un de l’autre, il existe entre eux une attraction faibledue aux interactions électrostatiques entre leurscharges (qA et qB).

A partir d’une certaine distance leurs nuagesélectroniques se recouvrent. Il y a échanged’électrons entre les 2 atomes, les électrons couplentleur spin.

Stabilisation du système et formation d’une liaisonchimique.

Liaison covalente classique

Entre un atome donneur de doublet et un atome accepteur à orbitale vacante.Rien ne permet de la différencier, en dehors de son « histoire »

Liaison covalente dative


Pour rappel

L’écriture de la configuration électronique d’un atome fait apparaître :

16O : [He] 2s2 2p4

Ces orbitales déterminent les propriétés chimiques de l’atome etvont participer à l’édification de liaisons chimiques.

Des électrons de valence

Des doublets d’électrons Des électrons célibataires

Des orbitales vacantes :


Modèle de Lewis (Pour les atomes: Z ≤ 20)

Seuls les électrons de valence sont représentés, qu’ils soient appariés ou célibataires. On fait apparaître : d.l., d.n.l, orbitales vides

Ex:

OH

H

O HH

N

H

H

H H+

N

H

H

H H

+

l. covalente classique

l. covalente dative


Règle de l’octet(Pour ns2 et npx dont Z ≤ 18)

Les atomes tendent à se combiner de façon à ce que leur coucheexterne renferme 8 e-. Un atome engagé dans une ou plusieursliaison(s) cherche à acquérir la configuration électronique dugaz rare qui le suit dans la classification périodique.

Ex:


Aspect orbitalaire

Le recouvrement de deux orbitales atomiques (OA) forme uneorbitale moléculaire (OM) liante.

+

+

+

Recouvrement axial de deux OA s→ OM de type sigma (σ). Ex : H-H

Recouvrement axial de deux OA p→ OM de type sigma (σ). Ex : F-F

Recouvrement latéral de deux OA p→ OM de type pi (π). Ex : N≡N


Les liaisons peuvent être simples :

Les liaison peuvent être doubles ou triples :

1 recouvrement axial= Une liaison σ

CH3 CH3

CH2 CH2

CH CH

1 recouvrement axial (Un seul possible !)

+ un recouvrement latéral (= Une liaison σ + Une liaison π)

+ deux recouvrements latéraux(= Une liaison σ + Deux liaisons π)


Une liaison chimique naturelle, ça coûte de l’énergie ou bien ça dégage de la chaleur ?

La configuration électronique de l’azote s’écrit : *He+ 2s2 2p3

Combien de liaisons peut-il faire avec d’autres atomes ?Combien de doublets non liants ?

Soit deux atomes représentés par les points A et B. Les orbitales représentées de manière stylisée forment-t-elles des liaisons σ ou π ?Comment le reconnaître simplement ?

Exercices


A ● ● B A ● ● B

II- Le modèle de Gillespie

Prévision de la structure d’une molécule

Deux méthodes

1) Méthode de Gillespie ou « VSEPR »(VSEPR : Valence Shell Electron Pair Repulsion)

2) Méthode de l’hybridation

On doit arriver aux mêmes conclusions !


Règles de GillespieUne molécule peut être notée de la manière suivante:

A Xm En

Atome central

Atomes liés, m = nombre(peuvent être de nature ≠)

Doublets non liantsn = nombre

Les m doublets liants (DL) et n doublets non-liants (DnL) secomportent comme des charges négatives.

Les doublets d’e- se placent de manière à ce que lesrépulsions électroniques soient minimales.

Lorsqu’un atome X est lié à l’atome central par une double ouune triple liaison, la géométrie est pratiquement la même qu’enprésence d’une simple liaison entre les deux atomes.


La somme p = m + n impose la géométrie de base de la molécule.

P = m + n Géométrie de base Angle idéal

2 Linéaire 180°

3 Trigonale plane 120°

4 Tétraédrique 109°28’

5 Bipyramide à base triangulaire 90° + 120°

6 Bipyramide à base carrée (octaèdre)

90°


Exemple 1 : Déterminer la géométrie du soufre dans SO2

16S : [Ne] 3s2 3p4

→ 6 électrons de valence→ 4 électrons utilisés pour liaison avec O→ Reste 2 électrons = 1 d.n.l. → Conclusion : m+n = 3; trigonal plan (AX2E)

Exemple 2 : Déterminer la géométrie du phosphore dans PF5

15P : [Ne] 3s2 3p3

→ 5 électrons de valence→ 5 électrons utilisés pour liaison avec F→ Reste 0 électrons = 0 d.n.l. → Conclusion : m+n = 5; bipyramide à base ∆ (AX5)

SO O

P

F

F

FF

F


III- Le modèle de l’hybridation

Le modèle de Gillespie pour la molécule de CH4 donne : (m+n) = 4

Tétraèdre parfait : 109°28’ d’angle de liaison

Qu’en est-il si l’on raisonne en terme d’orbitales moléculaires ?


Configuration électronique du carbone :

6C : [He] 2s2 2p26C* : [He] 2s1 2p3

Le carbone devient tétravalent.

Nous avons donc 4 électrons célibataires répartis dans des orbitales d’énergies différentes:

- 1 orbitale 2s- 3 orbitales 2p (sur les axes x, y, z)

excitation

H

HHH

-125° d’angulation avec les autres orbitales (interactions minimisées)- Longueur différente- Energie relative + basse

90° d’angulation

H

H

H

HH

H

H

H

Ce que nous devrions avoir en théorie :

Cela est contredit par l’expérience : la molécule de CH4 est un tétraèdre parfait.



Cela ne s’explique que si nous faisons intervenir un phénomène d’hybridation des orbitales.

6C : [He] 2s2 2p26C* : [He] 2s1 2p3

1 orbitale s + 3 orbitales p = 4 orbitales sp3

4 orbitales identiques de même énergie.

Les 4 orbitales sp3 occupent le maximum d’espace et forment un tétraèdre : on

retrouve les mêmes conclusions que Gillespie.

excitation

hybridation

4 orbitales sp3

hybridation Géométrie de base Angle idéal

sp Linéaire 180°

sp2 Trigonale plane 120°

sp3 Tétraédrique 109°28’

sp3d Bipyramide à base triangulaire 90° + 120°

sp3d2 Bipyramide à base carrée (octaèdre)

90°

Différents type d’hybridation :

Attention !

On observe l’hybridation que pour les liaisons σ.

JAMAIS pour les liaisons π !


Exemple 1 : Déterminer l’état d’hybridation de l’azote dans N2

7N : [He] 2s2 2p37N : [He] 2s2 2p3

Exemple 2 : Déterminer la géométrie du soufre dans SF6

16S : [Ne] 3s2 3p4 3d0

16S*: [Ne] 3s1 3p3 3d2

σ π π

Hybridation sp(Linéaire)

N N

On en laisse 2 pour liaisons π

N

6 orbitales hybrides pour 6 liaisons σ

Hybridation sp3d2 (Bipy à base carrée)


Géométrie de la liaison multiple dans N2

Azote hybridé sp : 2 orbitales hybride sp2 orbitales py et pz non hybrides

perpendiculaires

Liaison axiale σ : fait intervenir deux orbitales hybrides sp

2 Liaisons latérales π : PerpendiculairesFont intervenir des orbitales non hybrides


QCM : Nous vous prions de bien vouloir avoir l’amabilité d’exprimer votre avis au plus vite concernant les quelques propositions ci-dessous. Bien cordialement, vos Tuteurs d’UE1.

A. Le modèle de Gillespie est fondé sur la répulsion des paires électroniques.B. Une molécule AX3E dans le modèle de Gillespie prendra une forme trigonale plane.C. Dans le modèle de l’hybridation : 3 orbitales « p » + 1 orbitale « s » = 1 orbitale « sp3 ».D. Un atome hybridé sp prendra une forme linéaire.E. Les orbitales moléculaires π sont toujours exclues de l’hybridation.

Quel est l’angle idéal entre les liaisons d’un tétraèdre ?

Quel est l’angle entre deux orbitales moléculaires π dans la molécule de N2 ?Et entre deux orbitales moléculaires σ ?

Exercices

II- et III- Gillespie et Hybridation

IV- Application aux

molécules organiques

Molécules organiques :

Très répandues dans le vivant.Riches en C, H, O et N.

Vous avez maintenant les bases pour deviner la structure3D de presque toutes les molécules organiques.

IV- Application aux


Liaisons hybridation de l’atome

géométrie de l’environnement

carbone oxygène azote

si pas de liaison π sp3 tétraédrique

m = 4

n = 0

m = 2

n = 2

m = 3

n = 1

si 1 liaison π sp2 trigonale

m = 3

n = 0

m = 1

n = 2

m = 2

n = 1

si 2 liaisons π sp linéaire

m = 2 m = 1

n = 1

C

R

RR

RO

R

RN

RR

R

R

CRR

R

O

R

N

R

RCR

RCR

OURN

O

- Quel est l’état d’hybridation des carbones A, B, C, D ?- Peut-on estimer la valeur de l’angle ABC ?- Les carbones A, B, C, D sont-ils compris dans le même plan ?- Le cycle aromatique forme-t-il un plan ?

A

DB

C

- Quel est l’état d’hybridation des carbones de cette molécule ?- Les deux H individualisés sont-ils colinéaires ?

C C C

CH3

CH3

H H

IV- Application aux


Exercices

Définition : liaisons faibles

Ce sont des liaisons non covalentes qui ne mettent donc en jeu ni échanges d’électrons ni recouvrements d’OA.

L’énergie mise en jeu est plus faible et la distance entre atomes est plus grande que pour des liaisons covalentes.

Quelques exemples d’interactions

Electrostatiques (Interactions entre charges ou dipôles)

Effet hydrophobe

V- Les liaisons intermoléculaires

Interactions électrostatiquesElles permettent la cohésion des liquides et des solides.

↗ des interactions ↗ T° de fusion

↗ T° d’ébullition

1) Interaction dipôle-dipôle


2) Interaction dipôle-dipôle induit

3) Interaction dipôle induit-dipôle induit (de London)


Une interaction dipôle-dipôle particulière : la LIAISON HYDROGENE

Elle lie:

- un atome H lié par liaison covalente à un atome A électronégatif.

- un autre atome B électronégatif

A δ- H δ+ B δ-

Les atomes A et B peuvent être : O, N, F

Liaison covalente

Liaison hydrogène


Liaison hydrogène inter-moléculaire

Elle permettent la solubilité dans l’eau.Les molécules sont souvent d’autantplus solubles qu’elles sont polaires.

Liaison hydrogène intra-moléculaire

Sans effets sur la solubilité.


Effet hydrophobe (molécules apolaires)Pas une « liaison » à proprement parler.


Exercices


Pour excréter dans les urines l’acide benzoïque, l’organisme (foie) lefait réagir avec une molécule de glycine (très polaire) selon laréaction suivante. On obtient l’acide hippurique.

+NH2 COOHCH2

COOH

CO NH COOHCH2

Acide hippurique

A votre avis, pourquoi le foie fait-il cela ? (Indice sur la diapo suivante)

Que se passe-t-il au niveau moléculaire quand on fait passer un glaçon sous formeliquide, puis sous forme vapeur ?

Questions de réflexion !

Exercices


QCM : Quelles sont les liaisons hydrogènes avec H2O correctement représentées ?Dire « bien » ou « pas bien »

N C

O

O

O

H

H

OHH

O

H

H

OHH

OHH

O

H

HA) B)

E)

C)

D)

Pourquoi est-il moins soluble dans l’eau que ?

C

OH

OH COH

OH

Stage de Pré-Rentrée 2012UE 1 – Isomérie et stéréochimie

71


Formule brute :

- Peu informative- Indique seulement la composition atomique de la molécule

Exemples :

butane = C4H10

pentane = C5H12…

acide acétique = C2H4O2

éthanol = C2H6O

NB : molécules comprenant uniquement C et H = hydrocarbures

I- Représenter les molécules

Formule semi-developpée :

- L’organisation des atomes les uns par rapport aux autres(« qui est lié à qui ») en découle.- Mais la formule semi-développée, ne montre rien del’agencement des atomes dans l’espace tridimensionnel.

CH3 CH2 CH2 CH3 CH3 CH CH2 CH3

CH3

Exemples :


Formule développée :

- Représentation, de façon exhaustive, des hydrogènes- Lourde pour les grosses molécules- Ne préfigure rien de la configuration spatiale- Peu usitée car peu d’intérêt

C C C C

H

H

HH

HH

H

H

H

H

C C C C

H

H

HH

HH

C

H

H

H

H

H

H

Exemples :


Récapitulatif :

C C C C

H

H

HH

HH

H

H

H

HC C C C

H

H

HH

HH

C

H

H

H

H

H

H

CH3 CH2 CH2 CH3CH3 CH CH2 CH3

CH3

C4H10 = butane C5H12 = isopentane


Formule topologique :

- Pas de représentation des atomes d’H, car on postule que lesatomes de carbones sont tétravalents.- Représentation des C par des points reliés entre eux par deslignes brisées.- Explicitation des fonctions chimiques ( OH, COOH… )

C CH3

H

H

HC CH2

H

H

Un carbone est « toujours » tétravalent sous forme stable ( non ionisée ).

TétravalentTétracoordonné

TétravalentTricoordonné

Remarque :


CH3 CH2 CH2 CH3

CH2

CH2

CH2

CH2

CH2

CH2

CH3 C

CH3

CH3

C

O

OH

O

OH

CH3

CCH3

CH3

OH

OH


Représentation de CRAM :

- Cette représentation tient compte de la stéréoisomérie des molécules.

- Caractéristiques de la représentation :

-> Simple trait : dans le plan (du tableau) = R1 et R2

-> Triangle rempli : en avant, « vers vous » = R4

-> Triangle haché : en arrière du plan = R3 R4

R3

R2

R1

R est un groupement quelconque

CH3

CC

CH3

OH H

H OH

Exemples :

C C

CH3

CH3

H

H

OH

CH3


Représentation de FISCHER :

- Cette représentation s’appuie sur la représentation de CRAM.

- Passage de CRAM à FISCHER = 3 étapes :

-> On se place entre les groupements situésde part et d’autre du plan du tableau = R3 et R4 (ici!)-> On vise le Carbone central

-> On voit donc :

-> On projette dans le plan intermédiaire

C

R4

R3

R2

R1

CR3

R2

R1

R4

1

2

3 R4

R3

C

R1

R2


80

- Avec deux carbones, passage de CRAM à FISCHER:

-> On défini un C1 et un C2.-> On regarde entre les groupements situésde part et d’autre du plan du tableau = R2 et R3

-> On projette dans le plan avec les substituants latérauxen avant du plan.

C1

C2

R3

R2

R5

R6

R1R4

C1

C2

R3

R2

R5

R6

R1R4

R4

R3R2

R6 R5

R1

R4

R3R2

R6 R5

R1


- Sur FISCHER, on peut :

Permuter deux substituants deux à deux :

Permuter de façon circulaire trois substituants en bloquant le quatrième :

=

=

R1

R4R3

R2

R4

R1R2

R3

R4

R2R3

R1

R1

R4R3

R2


- La représentation de FISCHER est rarement utilisée en chimie, elle vise surtout àécrire des séries de molécules biologiques particulières : celle des acides aminés,et celle des oses (Biochimie)- Par convention, on représente le carbone le plus oxygéné en haut

Exemples :

HOH2C CHO

OHH H

OH

H

CH2OH

O

H OH

H OH

COOH

H

NH2 CH3

COOH

NH2 H

CH3

L-alanine

D-Erythrose

Pour les acides α-aminés, H et NH2 seront toujours les substituants latéraux (en avant)


Application de la représentation de FISCHER à la D-Valine

NH2

H

HOOC

CH3

CH3

NH2

HOOC H

CH(CH3)2

COOH

H NH2

CH(CH3)2

Non conforme aux conventions

Conforme aux conventions( H et NH2 en substituants latéraux )


Exercices Les représentations de Fischer suivantes sont-elles correctes ?

H

NH2 CH3

CH3H

OH

CH3

OHH

H NH2

CH3

CH3

H C2H5

H5C2 H

CH3

C2H5

CH3H

H CH3

C2H5


85

1. « Plane » 2. « Spatiale »

Tautomérie

Fonction

Position

Conformation ConfigurationComposés identiques(non dédoublables)

Composés différents(dédoublables)

Composés ayant même formule brute mais des formules semi-dev. différentes

Composés ayant même formule brute et même formule semi-dev. et dev.

Enantiomérie

Constitution

Diastéréoisomérie

Squelette

ISOMÉRIE = molécules à même formule brute.

II- Isomérie

Isomérie plane de constitution

- De SQUELETTE : C4H10

- De POSITION : C3H8O

Propan-2-ol Propan-1-ol = Propanol

- De FONCTION : C3H6O3

Acide lactique Aldéhyde glycérique (glycéraldéhyde)

CH3 CH COOH

OH

CH2 CH CHO

OHOH

CH3 CH CH3

OH

CH3 CH2 CH2

OH

Butane 2-méthylpropane

II- Isomérie

Isomérie spatiale conformationnelle

- Concerne une même molécule- Changement de conformère/rotamère = simple rotation autour d’une liaison σ.

- Ne nécessite que peu d’énergie (↗ avec température)

Conformation éclipsée Conformation décalée

- La conformation décalée est plus stable car il y a moins d’interactions entre les substituants. (phénomène de « décompression stérique »)

R3R5

R6R2

R1 R4

R3

R5

R6R2

R1

R4(+ stable)

II- Isomérie

-Concerne deux composés différents = dédoublables.

- On distingue deux types d’isomérie configurationnelle : a) L’énantiomérieb) La diastéréoisomérie

- Ces deux notions reposent assez largement sur le concept de « carboneasymétrique » (noté C*) = carbone ayant 4 substituants différents.

- Dans un premier temps nous étudierons les règles de nomenclature associéesà ces carbones asymétriques.

Isomérie spatiale configurationnelle

II- Isomérie

Nomenclature R/S

- On détermine la configuration absolue d’un C* à partir d’un classement de ses substituants.

- Classement basé sur les numéros atomiques (Z) des atomes liés au C*(Convention de « Cahn, Ingold et Prelog »)

ZO = 8 > ZN = 7 > Zc = 6 > ZH = 1 > Zd.n.l = 0

• Remarque :-Dans le cas d’isotopes (de l’hydrogène souvent : deutérium D…), on classe par masseatomique décroissante.T > D > H

II- Isomérie

- Etape 1 : on détermine l’ordre des constituants (analyse séquentielle), on « éclate » les groupements.

Analyse séquentielle de 1er ordre

Ainsi, ici :- Le Z le plus fort est celui de O (Z=8), il est classé n°1.- Le Z le plus faible est celui de H (Z=1), il est classé n°4.

- À partir du premier atome lié au C*, on ne peut rien dire concernant l’ordre de priorité des deux carbones : passage à l’analyse séquentielle de 2ème ordre.

C2H5

HOH

CH3

H

C

HO

C

CH3H

H

H H

H

II- Isomérie

- Etape 2 : on détermine qui de CH3 ou de C2H5 est prioritaire.

Analyse séquentielle de 2ème ordre

Ainsi, ici, pour le C2H5:- Il y a 3H (pour CH3) contre 1C et 2H (pour C2H5)- Le Z de C est plus fort que celui de H

C2H5

HOH

CH3

H

C

HO

C

CH3H

H

H H

H

II- Isomérie

- Etape 3 : on détermine la configuration R ou S.

On regarde du coté opposé au 4 (doit toujours être en arrière) et on trace un cercle partant du 1, allant vers le 2 puis vers le 3 :

-> Si dans le sens des aiguilles d’une montre = R (Rectus)-> Si dans le sens inverse des aiguilles d’une montre = S (Sinister)

Selon les goûts, on pourra passer en Fischer.Mais attention à ce que le substituant 4 soit bien EN ARRIERE DU PLAN.

C2H5

HOH

CH3

1

2

4

31

2

R

3

II- Isomérie

1

2

34

R

1

2

3

4

COOH

HCH2OH

NH2

- En passant par une représentation de Fischer, la configuration absolue de ces acides aminés.

COOH

NH2CH2SH

H 1

2

3

44

3

2

1

S ? Non: R, carest latéral et donc en avantdu plan (Fischer)

4

II- Isomérie

Anecdote

- Les propriétés chimiques de deux stéréoisomères ne sont pas toujours les mêmes!En biochimie : L’affinité des enzymes et des récepteurs est différente selon lesstéréoisomères concernés.

- Ainsi, au niveau de la muqueuse nasale, le limonène peut avoir :

- Ces deux molécules sont reconnues par deux récepteurs différents ditsstéréospécifiques, dont les voies de signalisation sont associées à une perceptiondifférente au niveau du SNC ( Système Nerveux Central ).

Une odeur de citronUne odeur d’orange

II- Isomérie

Enantiomérie :

Isomérie optique, spécifique des molécules chirales

- Une molécule chirale :-> n’a ni plan de symétrie, ni centre de symétrie-> n’est pas superposable à son image dans un miroir

(exemple de la main droite et de la main gauche).

Sinon, on parle de molécule achirale.

Une molécule chirale possède souvent 1 carbone asymétrique (noté C*).

→ Une molécule possédant 1 C*est forcément chirale.→ Une molécule possédant 2 ou plusieurs C* de symétrie est souventchirale, mais pas toujours.

II- Isomérie

Br

Cl

H

CH3

S

Molécule 1 chirale

Br

Cl

H

CH3

R

Molécule 2 chirale (Image de 1)

Relation d’énantiomérie :

Plusieurs carbones :

Si pour une molécule on trouve : C1 = R ; C2 = S ; C3 = S Alors, son énantiomère sera : C1 = S ; C2 = R ; C3 = R

Une molécule donnée N’A QU’UN SEUL énantiomère.

II- Isomérie

- Une molécule chirale dévie le plan de la lumière polarisée : « pouvoir rotatoire ».-> Déviation vers la Droite, la molécule est Dextrogyre (d+)-> Déviation vers la gauche, la molécule est lévogyre (l-)

- Si une molécule Chirale dévie la lumière polarisée d’un angle + α (dextrogyre), son image la déviera d’un angle - α (lévogyre).

- La détermination du pouvoir rotatoire est toujours expérimentale.

II- Isomérie

Diastéréoisomères = Tout couple de stéréoisomères n’étant pas liés par unerelation d’énantiomérie.

Plusieurs carbones :

Si pour une molécule on trouve : C1 = R ; C2 = S ; C3 = S

Alors, ses diastéréoisomères seront : C1 = S ; C2 = S ; C3 = SC1 = R ; C2 = R ; C3 = RC1 = R ; C2 = R ; C3 = SC1 = R ; C2 = S ; C3 = R C1 = S ; C2 = R ; C3 = S C1 = S ; C2 = S ; C3 = R

Diastéréoisomérie

II- Isomérie

La diastéréoisomérie concerne également les doubles liaisons(pas de rotation possible autour de la liaison σ car verrouillée par la liaison π)

Nomenclature Z/E :

• Etape 1:- On détermine l’ordre de priorité des substituants (Cahn-Ingold-Prelog)

• Etape 2:- Si les substituants de même priorité sont du même côté -> Z (Zusammen)- Si les substituants de même priorité sont du coté opposé -> E (Entgegen)

CH3

C

H

C

CH2OH

CH2 CH3

1

2

1

2Z NB : diastéréoisomère E

H

C

CH3

C

CH2OH

CH2 CH3

II- Isomérie

Exercices

Rappelons la définition d’un isomère. Quelle est la différence entre l’isomérie planaire et la stéréoisomérie ?

Quel est le conformère du pentane le plus stable ?

ou bien

Quelle est la configuration absolue des carbones de cette molécule ?Quel est son énantiomère ?

Quelle est la configuration Z/E de cette molécule ?

II- Isomérie

CH3 CH3

H

H

HH

H

H

CH3

CH3

H HH

H H

H

H

NH2 CH3

CH3H

OH

OHH

CH3 CH3

Stage de Pré-Rentrée 2012UE 1 – Effets électroniques

101


102

• Des effets électroniques peuvent être responsables de la polarisation(permanente ou instantanée d’une liaison)

• Ces effets sont d’une importance cruciale pour comprendre et étudier lesmécanismes des réactions chimiques.

•Les effets inductifs et mésomères peuvent co-exister au sein d’une mêmemolécule, mais l’effet mésomère (s’il existe) prédominera souvent sur l’effetinductif.

Effet mésomère > Effet inductif

Généralités

Effet inductif statique

- Définition : Effet de polarisation permanente des liaisons σ par des atomes ou groupement d’atomes. L’effet inductif ne concerne que les e- des liaisons σ.

- Rappel : les 2 électrons d’une liaison occupent l’ensemble du volume de l’orbitale moléculaire sans que l’on puisse leur affecter une position précise à un instant donné. On ne leur attribue qu’une probabilité de présence.

Si les 2 atomes sont différents, la probabilité de présence est dissymétrique.

+δ -δ

(χ = 3,1) (χ=3,5)

- (µ ≠ 0)- Au niveau de cette liaison σ, le doublet électronique aura plus tendance à aller vers le Cl

I- Effet inductif

Pour connaitre le sens de polarisation de la liaison, on se réfère à l’électronégativité (notée χ) des atomes qui constituent la liaison.

Fluor (F)

+δ -δ

(χ = 3,1) (χ=3,5)

II- Effet inductif

- L’électronégativité augmente de bas en haut dans les familles d’éléments.- L’électronégativité augmente de gauche à droite au sein des périodes.

- La famille des gaz rares n’a pas d’électronégativité car sa couche de valence est saturée.

Augmentation de l’électronégativité

Augmentation de l’électronégativité

I- Effet inductif

106

- L’électronégativité inclut la propriété d’un atome à attirer vers lui les électrons des liaisons établies avec d’autres atomes (= « affinité électronique »).

- On attribue pour chaque élément de la classification périodique, une valeur (χ) représentative du caractère électronégatif de cet atome.

Exemple : Soit la liaison A B (avec B plus électronégatif que A).

- On note les charges partielles : + δ et - δ

+δ -δ

I- Effet inductif

Effet inductif électroattracteur (-Is) Effet inductif électrodonneur (+Is)

+δ -δ -δ +δ

Référence C-H C X C M

Concerne les atomes ou groupes d’atomes électronégatifs

(χ + fort que l’atome de carbone)

-F > -Cl > -Br > -I

-NO2 > -OH > -OCH3 > -NH2

Concerne les atomes ou groupes d’atomes électropositifs

(χ + faible que l’atome de carbone)

-Na > -Mg

-C(CH3)3 > -CH(CH3)2 > -C2H5 > -CH3

I- Effet inductif

- On considère qu’il n’y a plus d’effet inductif au-delà de 3 liaisons :

H3C

CH

H3C

X

C X-δ+δ

C X-δ+δ

C

C X-δ+δ

CC

polarisation importante

affaiblissement de la polarisation

au-delà de ces 3 liaisons, l’influence de l’halogènesur la polarisation est quasi-nulle

groupement isopropyle(+ IS) halogène (- IS)

I- Effet inductif

Conséquences : Moment dipolaire

- Une grandeur directement liée à ce phénomène est le moment dipolaire noté « μ ».

a) Dans une molécule symétrique : les électrons participantaux liaisons sont répartis également entre les atomesLes centres de gravité des charges positives et négatives coïncident .

b) Dans une molécule asymétrique : un des atomes retient lamajeure partie des électrons, il apparaît un dipôle composé desnoyaux porteurs chacun de la différence de charges à chaqueextrémités

- Ce moment dipolaire a une unité : le DEBYE

μ = q x r

C C

H

Br

Br

H

alcène E(μ = 0)Centre de symétrie

C C

H

Br

H

Br

alcène Z(μ ≠ 0)Répartition des charges

q : charge d’un e-

r : longueur de la liaison(1D = 3,336 .10-30 C.m)

I- Effet inductif

Conséquences : Force des acides

R Donneur d’e- : ↘ Acidité

R Attracteur d’e- : ↗ Acidité

- La densité électronique de la liaison O-H augmente au niveau de H- Le départ de H+ est défavorisé- L’acidité ↘ (pKa ↗)

- la densité électronique de la liaison O-H augmente au niveau de H- le départ de H+ est facilité- l’acidité ↗ (pKa ↘)

R C

O

OH

R C

O

OH

I- Effet inductif

111

Effet inductif dynamique (ID)

- Cette polarisation est temporaire : notion de polarisabilité de la liaison.

- La polarisabilité d’une liaison = son aptitude à se polariser à l’approche d’un réactif (déformation des orbitales)

- La polarisabilité :- dépend du rayon atomique - est inversement proportionnelle à la polarisation de la liaison au départ

C-Cl est moins polarisable que C-I car I est plus volumineux que Cl→ Ainsi, la liaison sera plus facilement "déformée" a proximité d'un réactif.

X X

Nu-

Polarité C-F > C-Cl > C-Br > C-I

Polarisabilité C-F < C-Cl < C-Br < C-I

+

+

-

-

I- Effet inductif

Exercice Pour les liaisons suivantes, indiquer la polarisation en faisant figurer des charge partielle +δ et –δ.

- La liaison C=O dans l’acétone

- La liaison C-Cl dans le chlorure de tertiobutyle

- La liaison C=C dans le 2-méthylbut-2-ène

- La liaison O+-H dans l’ion H3O+

Cl

O

O+

H

H

H

I- Effet inductif

Exercice Classer les molécules suivantes par ordre d’acidité croissante.

CH C

O

O

H

CH3

CH3

C C

O

O

H

F

F

F

H C

O

O

H

CH3 C

O

O

H

I- Effet inductif

Problématique :

- On sait que l’atome Cl est électroattracteur par effet inductif, pourtant il existe une polarisation dans l’autre sens ! L’effet inductif seul n’explique pas cela.

- Ceci est dû à l’effet mésomère (concerne les e- π et p)

- Les doublets du Chlore restent localisés quand cet atome est lié à un carbone sp3, et ils sont délocalisés quand il est lié à un atome de carbone sp2 ou sp.

Structures limites de résonance :

H3C CH2 Cl

H2C CH Cl_

__ CH3 CH Cl+-

Chlorure d’éthyle

μ = 2,05 D

Chlorure de vinyle

μ = 1,44 D

+δ -δ

p

π

σ

CH2 CH Cl-δ +δ

II- Effet mésomère

115

Effet mésomère- Les effets mésomères sont dus à la délocalisation des électrons π et p, favorisée par l'électronégativité relative des atomes liés.

-Ce phénomène existe dans des systèmes dits conjugués

π . σ . π / π . σ . p / ● . σ . π / □ .σ. π

- Exemple :

. .

H

C C

H

H

O C H

H

H

. .

H2C CH O CH3

. .

. .

π

σσ

π σp

σ

pH2C CH O CH3

. .

. .

12

- La liaison σ permettant la libre rotation n’appartientpas au système conjugué (S.C.) - Chaque liaison du S.C. a un « caractère partiel de double liaison »

pσπ


Les Structures limites de résonance L’Hybride de Résonance

H3C

CH CH C

O

O CH2 CH3

H3C

+CH CH C

O-

O CH2 CH3

H3C

CH CH C

O

O H2C CH3

-δ

+δ

- Représentations non réelles de la moléculeen accord avec le formalisme de Lewis. Unemolécule comportant des e- délocalisée peutêtre décrite par l’ensemble des formes limitesde résonnance.

- On écrit des charges entières (+ et -) et lacharge globale est conservée.

- Représentation de la molécule engénéral. C’est une représentation réellequi est une « moyenne » pondérée desdifférentes structures limite.

- Charges partielles (+ δ et -δ ) à chaqueextrémité du système conjugué.


> > > >

> > >

Effet mésomère électroattracteur (-M) Effet mésomère électrodonneur (+M)

Exemple de système π σ π Exemple de système π σ p

Groupements à effet -M Groupements à effet +M

. .C C D

σπ p

D pour « donneur »

C C A

A'

π σπ

σ

C N N +

O

O -S

O

O

OH

C OC N C

CH3

O

C

H

O C

OR

O C

OH

O

-C. . . .

O- . .

N. .O

. .F

. .F

. .Cl

. .Br

. .I

> >

> >

> >


Avec χ A’ > χ A

Conséquences :

Caractéristiques des liaisons d’un système conjugué (S.C.) :-> Elles ont un « caractère partiel de double liaison » :-> Tendance à l’harmonisation de la longueur des liaisons :

Liaison double : ↗ de la longueur de la liaisonLiaison simple : ↘ de la longueur de la liaison

- Pas de libre rotation de la liaison σ, car le caractère partiel « liaison π » l’empêche

- Planéité des S.C., sans qu’elle ne concerne forcément toute la molécule

- La stabilité de la molécule augmente +++ grâce à l’énergie de résonance

Délocalisation des électrons = STABILISATION


Molécules aromatiques :

Cycles plans, délocalisation de 4n+2 électrons dans des orbitales π ou p.

Exemples de cycles aromatiques :

- à 2 électrons de résonnance (n=0)



CH

+

N O NH

N

NH

Stabilité +++ ( est moins stable que )


Exercice Quelles molécules comportent un système conjugué ?

NH

OH

CHO

NH+

C

OH

O

C+


Exercices Concernant cette molécule :NH2

O

O

H

- Le groupement NH2 a-t-il un effet d’attraction ou de répulsion électronique ? - Dans quel sens la molécule est-elle polarisée ?- La polarisation est-elle instantanée ou permanente ?

La molécule suivante a une acidité non négligeable :

- Comment peut-on l’expliquer ?

Représenter au tableau les formes limites de résonnance et l’hybride de résonnance des quatre molécules suivantes :

C-

H

C

HH

H+

O

HO

-

O

NH2


Stage de Pré-Rentrée 2012UE 1 – Mécanismes réactionnels

122


Lors d’une réaction chimique, un composé initial est attaqué par un réactif pourformer un produit final.

Il y a rupture de liaisons (ex : rupture d’une double liaison π qui devient simpleliaison σ après une addition électrophile) et/ou formation de nouvelles liaisons.

Il peut y avoir une ou plusieurs étapes.

Il existe des mécanismes fondamentaux (addition, élimination, substitution) quipeuvent se succéder lors de réactions plus complexes (ex : estérification =addition nucléophile suivie d’une élimination).

I- Introduction

I-Introduction

II-Principaux mécanismes réactionnels

1-Addition2-Substitution3-Elimination

II-Exemples de réaction

Pré-requis indispensables à la compréhension du cours.Définitions et bases à maitriser +++

Estérification, amidification, acétalisation

I- Introduction

Notion de fonction chimiqueLes molécules (très diverses) peuvent être regroupées en fonction de leursréactivité chimique. Cette réactivité dépend de fonctions bien particulières àconnaître. Elles sont explicitées sur une formule topologique (-OH, -COOH…)

Un squelette carboné saturé ne présente pas de réactivité chimique particulière.

Par exemple : présentera la même réactivité que :

et on pourra réaliser en théorie les mêmes réactions chimiques.

Cependant, les propriétés physiques peuvent différer (solubilité, température d’ébullition) ce qui peut rendre les réactions plus ou moins compliquées.

OHOH

I- a) Fonctions chimiques

Quelques fonctions chimiques à connaître

Hydrocarbures : saturés (alcane) vs insaturés (alcène, alcyne)

Contrairement aux alcanes, les alcènes et alcynes sont réactifs grâce à leurs électrons π.

C CC C C C

Alcane Alcène Alcyne



Oxygénées : CH2 C OH

CH2

H

CH2 C

H

H

OH CH2 C OH

CH2

CH2

Alcool primaire Alcool secondaire Alcool tertiaire

« Carbonyle » : groupement C=O

Aldéhyde Cétone

CH2

CCH2

O

CH2

COH

O

CH2

CO

O

CH2

CH2

CH

O

Acide carboxylique Ester

NB: équivalent soufrés, thiol -SH



Azotées

ImineRéactivité proche de aldéhyde et cétone« R » peut être H ou carbone

CH2 N

H

H

CH2 N

CH2

H

CH2 N

CH2

CH2

Amine primaire Amine secondaire Amine tertiaire

C

N R

CH2

CN

O

CH2

H

CH2

CN

O

CH2

CH2

CH2

CNH2

O

AmideRéactivité proche de acide carboxylique

Amides (substituées) : équivalent à ester


Exercice Comment s’appellent ces fonctions chimiques ?

CH2

CNH2

O

CH2

CH

O

CH2 C

H

H

OH CH2 N

CH2

H


En chimie organique : plusieurs types de flèches à ne pas confondre.

Flèches de réaction

Exemple : A B + C

Formes limites de résonnance

même molécule, mésomérie.

Déplacement de deux électrons (99% du temps en PACES)Part d’un doublet d’électrons, pour aller vers une destination indiquée par la pointe de flèche

Déplacement d’un seul électron : (Mécanisme radicalaire, nomenclatureofficielle mais attention car tous lesprofs ne l’utilisent pas)

I- b) Formalisme et

intermédiaires réactionnels

Comprendre les flèches courbes ; plusieurs cas de figure

OH

H

H+

O+

H

H

H

1)

Doublet non liant dans lacune électronique = formation d’une liaisonLe DNL (qui appartient à O) devient une liaison (qui appartient à la fois à O et H)→ O perd une charge négative : il devient O+

→ H+ gagne une charge négative : il devient H

Autre exemple :

C+

CH3

CH3

CH3

O-

H

C CH3

OH

CH3 CH3

I- b) Formalisme et



2)

Mécanisme « inverse » : cassage hétérolytique d’une liaisonLa rupture est dite hétérolytique : partage inégal des électronsCeci est d’autant plus facile que la liaison est fragilisée ! (polarisée : +δ et -δ)

Pour info : rupture homolytique

O+

H

H

H

OH

H

+ H+

H Cl H Cl

I- b) Formalisme et



3)

Cassage d’une liaison π : La molécule n’est pas scindée, elle prend un autre aspect. NB : Il y a toujours conservation de la charge globale !!

CHC

CH3

O

CH2

CHC

+

CH3

O-

CH2

I- b) Formalisme et


Soit une réaction de substitution simple :

La réaction peut se dérouler par étapes, avec des intermédiaires réactionnels :

Parfois, ces étapes élémentaires de rupture et de formation de liaisons ne sont pas distinctes et successives : on dit que c’est un mécanisme concerté, avec apparition d’un état de transition fugace (non isolable).

CH3 BrOH-

+ CH3 OHBr-

+

CH3 Br

-+

CH3

+Br

-

CH3

+OH

- CH3 OH

1 - cassage d'une liaison

2- formation d'une liaison

CH3 BrOH-

+ CH3 OHBr-

++ -

OH CH3 Br

ET ‡

I- b) Formalisme et


Exemples d’intermédiaires réactionnels :

- Carbocation : « C+ »- carbone sp2- molécule plane

- Carbanion : « C- »- carbone sp3- molécule tétraédrique

C+

R1

R2

R3

C-

R1

R2

R3

I- b) Formalisme et


I- b) Formalisme et


Stabilisation des carbocations (C+) :

- Par effet inductif donneur (+I) : (du plus au moins stable)

- Par effet mésomère :

- Par décompression stérique.

C+

R1

R2

R3

CH+

R1

R2CH2

+R1

C C

C+

H

HH

H

H

C+

C

C

H

H

H

H

H

C+ tertiaire C+ secondaire C+ primaire

> >

Exercice Les flèches de réactions sont-elles bien représentées pour obtenir le produit désigné ?

CH3

CCH3

O

O-

H

CH3

CCH3

O-

OH

CH3

CCH3

O-

OH

H+

CH3

CCH3

OH

OH

I- b) Formalisme et


Exercice Quel est le carbocation le moins stable ?

CH3

+C

+CH3

CH3

CH3

CH2

+CH CH2

I- b) Formalisme et


Quelle est la géométrie d’un carbocation ?

La rupture hétérolytique à partir d’une liaison C-Cl peut-elle générer un carbocation ?

Un nucléophile Nu est un composé riche en électrons

Plus précisément, toute espèce possédant un doublet électronique réactif : bases deLewis, anions. Les nucléophiles sont attirés par les charges +

Exemples :

Un électrophile E est un composé pauvre en électrons, attiré par les charges –

Ces espèces possèdent parfois une lacune électronique (acides de Lewis, cations). Ellespossèdent au moins un déficit électronique (+δ).

La plupart du temps, ce sont surtout des « sites électrophiles »

Définitions à comprendre ++++++++++

O

CCH3 CH3

CH3 Cl C+

CH3

CH3

CH3

+ --

+

C-

N O-

H mais aussiO

H

HCH3 NH2

I- c) Définitions

RégiosélectivitéUne réaction est dite régiosélective si l’un des réactifs réagit préférentiellementavec certains sites d’un autre réactif parmi plusieurs possibles.

Exemple : addition de H2O sur alcène. H2O attaque préférentiellement lecarbone le plus substitué.

CH2 C

CH3

CH3

CH3 C CH3

CH3

OH

H2O

plutôt que CH2 CH CH3

CH3

OH

I- c) Définitions

StéréospécificitéUne réaction est stéréospécifique si dans une réaction A → B, la stéréochimiede B dépend de la stéréochimie de A.

Dans le cas contraire, elle est non stéréospécifique.

CH2

C

CH3

BrH

CH3 S OH-

+ CH2

C

CH3

HOH

CH3 R + Br-

(uniquement)

CH2

C

CH3

HBr

CH3 SOH-

+ CH2

C

CH3

OHH

CH3R + Br-

(uniquement)

CH2

C

CH3

BrH

CH3 S OH-

+ CH2

C

CH3

HOH

CH3 R + SCH2

C

CH3

OHH

CH3 + Br-

Tous les stéréoisomères possibles

I- c) Définitions

Exercice Soit la réaction suivante :

Quel est le nucléophile ?

Quel est l’électrophile ?

La réaction est-elle stéréospécifique ?

CH3

CCH2

O

CH3

NH2

CH3

NHC

C2H5

O-

CH3

CH3 CH3

CC2H5

O-

NH

CH3

+

I- c) Définitions

143

Additions : A + B → CAu programme de PACES:

Additions nucléophiles et additions électrophiles sur double liaison.

Aujourd’hui, nous ne traiterons pas les additions électrophiles (= Mécanismes les plus compliqués du programme).

Substitutions : A + B → C + DSubstitutions nucléophiles de type 1

Substitutions nucléophiles de type 2

Eliminations : A → B + CEliminations de type 1

Eliminations de type 2

II- Mécanismes réactionnels

144

a) Addition

S’effectue sur une insaturation.

Il y a cassure d’une liaison π.

Il en existe 2 types : Addition électrophile et addition nucléophile

(selon la nature du réactif qui attaque en premier)

II- a) Additions nucléophiles

145

a) Addition

S’effectue sur une insaturation.

Il y a cassure d’une liaison π.

Il en existe 2 types : Addition électrophile et addition nucléophile

(selon la nature du réactif qui attaque en premier)


Addition nucléophileS’effectue sur des composés avec insaturation fortement polarisée :

A=A’ où χA’ > χA

Exemples : C=O, C=N-H, C≡N, N=O, etc…

Ce sont des fonctions électrophiles.

Sur A s’additionne un nucléophile, quelques exemples :

H2O: N≡C-: HO-: CH3 O-: H3N: CH3-HN:-CH3 CH3-S:H H-:

Réaction Non Stéréospécifique.



Non Stéréospécifique

Obtention d’un mélange racémique si ces 2 conditions sont remplies : - R1 diffère de R2 (formation d’un C*)- Pas d’autres C* dans la molécule

Dans le cas contraire, on obtient une seule molécule OU 2 diastéréoisomères.

R1C O

R2

H Nu

..

a

b

a

b

R1 O-

R2

Nu+

H

R1

O-

R2Nu

+

H

R1 OHR2

Nu

R1

OH

R2Nu

R1

R2

OHNu

R1

R2

NuOH

50%

50%


Catalyse acide et basique : deux manières d’augmenter la vitesse de réaction.

- Augmenter la nucléophilie, catalyse basique :

- Augmenter l’électrophilie, catalyse acide

CH3 OH CH3 O-

CH3 C

OH

O

CH3 C

OH

O+

H

Exercice Soit les réactions suivantes :

- Le produit est-il exact ?- Obtient-on un mélange racémique ?

- Le produit est-il exact ?- Obtient-on un mélange racémique ?


b) Substitution

• ll en existe plusieurs type mais nous ne traiterons que la Substitutionnucléophile (SN). (SN = AdN + E)

• Il existe plusieurs mécanismes pour un même bilan.

• La substitution nucléophile s’effectue sur des carbones électrophiles porteurs de nucléofuges (ex : les dérivés halogénés…).

• Il y a remplacement d’un atome (ou d’un groupe d’atomes) par un autre.

II- b) Substitutions nucléophiles

C

R1

R3

R2 X + Nu C

R1

R3

R2 Nu + X- -.. ..

Substitution nucléophile de type 1

1. Formation d’un carbocation (sp², plan) correspondant à un IntermédiaireRéactionnel.

2. Attaque du nucléophile qui, de part la planéité du C+, est statistiquementaussi probable d’un côté du plan que de l‘autre.

Non Stéréospécifique. Obtention d’un mélange racémique seulement si :- R1, R2, et R3 sont différents (formation d’un C*)- Pas d’autres C* dans la molécule


R1

X

R2

R3

R1 C+

R3R2+ X

..- R1 C+

R3R2Nu-..

a

b

a

b

50%

50%

R1 R3R2

Nu

R1R3R2

Nu

R1

R2

R3Nu

R1

R2

NuR3

SN1 :

2 étapes réactionnelles

Réaction monomoléculaire : v = k[RX]

Favorisée par :

Bonne stabilité du C+ (RX tertiaire, RX secondaireencombré…)

Solvants protiques polaires

Nucléophile faible

Bon nucléofuge


Substitution nucléophile de type 2


Inversion de WaldenStéréospécifique

..

R1

C* X

R2

R3

Nu-

R1

C+

X

R2

R3

Nu

R1

*CNu

R2

R3

+ X..-

SN2 :

1 seule étape réactionnelle

Réaction bimoléculaire : v = k[Nu][RX]

Favorisée par

C+ peu stable (RX primaire, RX secondaire peu encombré…)

Solvants aprotiques polaires

Nucléophile fort

Bon nucléofuge


CH3

C Br

H5C2

CH3

CH3

C Br

H

H

CH3

C Br

H

H3C2

Exercice SN1 ou SN2 ?

H

C I

CH3

DCl

-

+R

Quel est le produit des réactions suivantes ?

H

C ICH3

Cl-

+R


c) Elimination

Il existe 2 types d’Elimination :

- l’Elimination de type 1 (E1)

- l’Elimination de type 2 (E2).

Il y a formation d’une liaison π.

(ex : passage d’un composé saturé à un composé insaturé).

Bilan général : CH3 CH2 OH CH2 CH2 + OH2

II- c) Eliminations

II- c) Eliminations

C CCH3

H5C2

H

CH3

XH X..- C C

+

CH3

H5C2

H

CH3

H

C C+

CH3

H5C2

CH3

H

H

50%

50%

C CCH3

H5C2

H

CH3

C CCH3

H5C2

CH3

H

..-B

BH

BH

Z

E

Elimination de type 1

1. Formation d’un carbocation (sp², plan) correspondant à un Intermédiaire Réactionnel etlibre rotation autour de la liaison σ (Réaction Non Stéréospécifique)

2. Départ de H+ : les électrons de la liaison C-H se rabattent sur la double liaison.

NB : Le H+ part d’un Carbone en α : il pourrait donc partir du C4H9 ou du CH3. Or il partmajoritairement du C4H9 : c’est la règle de Zaytzev.

Règle de Zaytzev : On obtient l’alcène le plus substitué.

Cette règle implique la notion de Régiosélectivité.

158

E1 :

2 étapes réactionnelles

Réaction monomoléculaire : v = k[RX]

Favorisée par :

C+ stable (RX tertiaire, RX secondaire encombré…)

Solvants polaires protiques

Base faible

Bon nucléofuge

On a Régiosélectivité (Zaytzev), mais PAS stéréospécificité (on a Z ET E).

II- c) Eliminations

..

..

C C

H5C2

CH3

H

CH3

X

H

-B

C C

H5C2

CH3

H

CH3

X

H

B

Etat de Transition

C CH5C2

CH3

H

CH3

BH

X- E

Elimination de type 2

Pas de C+ intermédiaire, il y a une seule étape et on passe par un Etat deTransition.

Les 2 groupements partants (ici X et H) doivent être trans et coplanaires

(à respecter +++)

La réaction est stéréospécifique et régiospécifique (Saytzev)

II- c) Eliminations

E2 :

1 seule étape réactionnelle

Réaction bimoléculaire : v = k[Nu][RX]

Favorisée par :

Encombrement stérique (RX tertiaire, RX secondaire…) quand compétitionavec SN2

C+ peu stable par rapport à une E1

Solvants aprotiques polaires

Base forte

Bon nucléofuge

On a Régioselectivité ET Stéréospécificité (on a Z OU E).

II- c) Eliminations

NB : l’élimination en général peut aussi prendre cette forme

II- c) Eliminations

OH

O

CH3

CH3

H

OH

O-

CH3

CH3

- H2O - OH-O

CH3

CH3

Exercice E1 ou E2 ?

Quel est le produit de la réaction d’élimination suivante ? (Et-O- joue le rôle de base)

CH3

C Br

CH3

CH3

CH3

C Br

H

H

CH3-CH2-O-

+Cl

H

II- c) Eliminations

L’estérification

L’amidification

L’acétalisation

Pour mieux comprendre la biochimie, nous allons traiter 3 exemples de réactions chimiques.

R1 C

NH

O

R2

+ OH2R1 C

OH

O

+ R2 NH2

R1 C

O

O

R2

+ OH2R1 C

OH

O

+ R2 OH

alcool

amine

ester

amide

R1 CH

O

OH

R2

R1 C

H

O

+ R2 OH

R1 CH

O

O

R2

R2

+ OH2+ R2 OHR1 CH

O

OH

R2

Hémi-acétal

Acétal

III- Exemples de réactions

Réaction d’estérification :

Alcool + acide carboxylique → ester + H2O

Au bilan, c’est une réaction de substitution (A + B → C + D) maiselle se décompose en fait en :

- Une réaction d’addition nucléophile

- Une réaction d’élimination

Nous allons étudier la réaction entre et

OOH

OH


1) Addition nucléophile de l’alcool

2) Elimination de H2O

OH

OOH- δ

+ δ

O+

O-

OHH

O+

O

H O-

H

NB : il y a parfois plusieurs manières d’expliquer une réaction selon les conditions.

Donne un intermédiaire sp3 tétraédrique


Bilan :

NB : Réaction dans l’autre sens = HYDROLYSE (écriture du mécanisme abrégée)

O O

OH2+OH

OOH

+

OH2 O OO

+OH

H

O-

11

22


La réaction de saponification : Une hydrolyse d’ester particulière aveccomme nucléophile OH- plutôt que H2O, et à haute température.

O

OCH3

O-

H

O

O H

O-

CH3

O

O-

OHCH3Carboxylate Alcool


Réaction d’amidification :

Amine + acide carboxylique → amide + H2O

Mécanisme très similaire à la réaction d’estérification

Nous allons étudier la réaction entre et

NH2

O

OH

NH

N


1) Addition nucléophile de l’amine

2) Elimination de H2O

- δ+ δ

O-

H

Intermédiaire sp3 tétraédrique

NH2 OOH

NH

N

NH+

O-

OH

NH

N

H

NH+

NH

N

H

O


Bilan

Les liaisons amides sont plus solides que les liaisons ester.

Elles sont la base de la biochimie des protéines (liaisons peptidiques)

NH2

OH2+ +

OOH

NH

N NH

NH

N

O


Réaction d’acétalisation/cétalisation :

Aldéhyde (ou cétone) + alcool → hémi-acétal (ou hémi-cétal)

Hémi-acétal (ou hémi-cétal) + alcool → acétal (ou cétal) + H2O

- Première étape = addition nucléophile

- Deuxième étape = substitution nucléophile

Etudions la réaction entre : Une cétone

Un alcool

O

OH


Catalyse acide :

1) Addition nucléophile de l’alcool

O

[H+]O

+

H

O+

H

OH

O H

O+

H

Hémi-cétal protoné


Prototropie :

2) Substitution nucléophile

O H

O+

H

O+

H

O

H

O+

H

O

H

C+

O

OH

O+

O

H

O

O

CétalCétal protoné


Bilan

O + OH

OH

O

OH

O

CH3

+ OH

O

O+ OH2

Cétal

Hémi-cétal


Stage de Pré-Rentrée 2012UE 1 – Les protides

175


176

• Sont appelés protides = acides aminés, peptides, protéines.

Les peptides et protéines sont des polymères d’acides aminés.

• Les protides sont des molécules du vivant azotées. On les retrouve dansl’alimentation. Leur dégradation produit de l’énergie.

- Protides (Viande rouge/Blancs d’œufs/Volaille)

- Glucides (sucres rapides/sucres lents)

- Lipides (huile, matières grasses, etc…)

• Les protides sont également des constituants structuraux essentiels ducorps humains (muscles +++) et fonctionnels (enzymes…).

10000 Daltons50 aaProtéines< 10000 Daltons< 50 aaPeptides

Poids moléculaire (PM)Nombre d’acides aminés

I- Généralités

Les protides peuvent être (non exhaustif !)

- des hormones ex: Insuline, FSH, Vasopressine…

- des enzymes ex: Glucokinase, ARN Polymérase…

- des unités structurales tissulaires ex: Collagène, Elastine…

- des transporteurs de molécules ex: Hémoglobine (transport O2)

- des molécules de reconnaissance ex: Immunoglobuline, Lectines…

- Des acteurs des mouvements mécaniques ex: Actine et Myosine,

Kinésine et Dinéine

Grande diversité structurale = Grande diversité fonctionnelle

I- Généralités

I- Généralités

Exercice Où sont donc cachés les protides ??

Les acides α-aminés sont des molécules chimiques constitués des atomes suivants:

C O H N S Se

Les AA possèdent tous, au moins :

1 Carbone central : Carbone Alpha

entouré de 4 substituants (tous différents sauf dans un cas GLYCINE)

→ 1 Fonction Amine (NH2)

→ 1 Fonction Acide carboxylique (COOH)

→ 1 Radical (variant selon l’acide aminé)

→ 1 hydrogène

1) Généralités sur les acides α-aminés

II- Les acides aminés

Acide Carboxylique

Fonction amine

Radical

COOH

C

R

H NH2

* Carbone α asymétrique SAUF dans le cas de la Glycine !


2) Structure générale des acides α-aminés

Les AA peuvent être de la série L ou de la série D

AA naturels chez l’homme : de la série L.

!!! ATTENTION !!! Série L ne veut pas dire lévogyre, idem pour série D

Série L Série D


COOH

R

NH2 H

COOH

R

H NH2

182

• Protéinogène : Acide aminé incorporé tel quel au cours du processus de traduction.

• 20 aa à retenir (+2 exotiques), classés dans différents groupes selon leur chaîne latérale (R)

A) Les aa à chaînes latérales non polaires, non chargées (9 aa)

Glycine, Gly, G Alanine, Ala, A

Valine, Val, V Leucine, Leu, L

Isoleucine, Ile, I Méthionine, Met, M

Proline, Pro, P Phénylalanine, Phe, F

Tryptophane, Trp, W


3) Acides aminés protéinogènes

A) Les aa à chaînes latérales non polaires, non chargées (9 aa)

Glycine, Gly, G Alanine, Ala, A

Valine, Val, V Leucine, Leu, L

Isoleucine, Ile, I Méthionine, Met, M

Proline, Pro, P Phénylalanine, Phe, F

Tryptophane, Trp, W

O

NH2

OH

O

NH2

OH

O

NH2

OH

O

NH2

OH

O

NH2

SOH

O

NH2

OH

O

NH

OH

O

NH2NH

OH


O

NH2

OHH

B) Les aa à chaînes latérales polaires non chargées (6 aa)

Sérine, Ser, S Thréonine, Thr, T

Tyrosine, Tyr, Y Asparagine, Asn, N

Cystéine, Cys, C Glutamine, Gln, Q

O

NH2

OH OH

O

NH2

OH OH

O

NH2

OH

OH

O

O

NH2

NH2

OH

O

NH2

O

NH2

OH

O

NH2

SH OH


C) Les aa à chaînes polaires chargées (4 aa +/- His)

Lysine, Lys, K Arginine, Arg, R

Chargé + Chargé +

Ac. Aspartique, Asp, D Ac. Glutamique, Glu, E

Chargé - Chargé -

(Histidine, His, H)

Chargé + (partiellement)

O

NH2

NH2OH NH

O

NH

NH2

NH2

OH

O O

OHOH

NH2

O

O

OH

NH2

OH

O

NH2

N

NH

OH


Arg Lys AspGluAsnGln

His SerThr

Pro TyrCys

Gly AlaMet

Trp PheIleLeuVal

Hydrophiles Hydrophobes

NH2

+

O

NH

NH2

NH3

+

O-

O

NH3

+

O-

Arg Ile


Exercices

Quel est l’AA le plus hydrophobe ? ou ?

O

NH2

OH

OH

O

NH2

OH

Quel est l’AA chargé + à pH physiologique ? ou ?

O

O

OH

NH2

OH

Quel est l’AA le plus hydrophobe ? ou ?

O

NH2

OH

O

NH2

OH

O

NH2

NH2OH


Exercices

Parmi ces acides aminés, lequel peut former des ponts dissulfures S-S lorsqu’il est oxydé ?

Sérine

Cystéine

Methionine

Phénylalanine

Tout le monde veut prendre sa place (En P2 !)


Cationique = chargé + ( +1 ; + 2)Zwitterionique = Globalement neutre (autant de + que de - )

Anionique = Chargé – ( -1 ; -2 )

COOH

C

R

NH3

+H

COO-

C

R

NH3

+H

COO-

C

R

NH2 H

H+H+

H+ H+

Forme cationique Forme zwitterionique Forme anionique

Chaque acide aminé se comporte en solution comme un acide faible ou une base faible, c’est-à-dire qu’il perd ou gagne un proton (H+) en fonction du pH.

III- Propriétés ioniques des aa

Pour modéliser correctement ces phénomènes, nous avons besoin de notions de chimie physique.

Nous allons donc faire un saut dans le passé, en Terminale S…


• D’après Brønsted (1923) :

Un acide est une entité capable de libérer un ion H+.

On écrit : AH+ → A + H+ ou bien AH → A- + H+

Une base est une entité capable de capturer un ion H+.

On écrit : B + H+ → BH+ ou bien B- + H+ → BH


• Les réactions peuvent se dérouler dans les deuxsens, en fonction des conditions du milieu.

• Conséquence : A chaque acide est associé unebase conjuguée, et vice-versa.

AH+ ↔ A + H+

acide base conjuguée

Couple acido basique écrit par convention : (AH+/A)(Acide/Base)


• Exemple des couples de l’eau :

H2O + H+ ↔ H3O+ H2O est une base

H2O ↔ OH- + H+ H2O est un acide

• H2O appartient à deux couples acide-basedifférents.

Il s’agit d’une espèce ampholyte, comme les A.A.

(H3O+/H2O) (H2O/OH-)


• Soit la réaction acido-basique :

AH+ + B- ↔ A + BH

• La thermodynamique apporte des réponses auxquestions suivantes :

- Dans quel sens la réaction se déroule-t-elle ?- La réaction est-elle équilibrée ou totale ?

• Cela est fonction de la « force » relative des couplesacide-base mis en jeu. Il nous faut un critèrethermodynamique pour classer ces différents couples.


• Recherchons la constante d’équilibre K de laréaction AH+ + B- ↔ A + BH

Si à t0 tous les réactants sont à concentration équimolaire :

K > 1, la réaction se déroule de gauche à droite (noté sens 1).K < 1, la réaction se déroule de droite à gauche (noté sens 2 ou -1).

K très grand ou très faible : réaction totale.

(A)eq.(BH)eq

(AH+)eq.(B-)eq

K =


• La détermination expérimentale de K pourchaque réaction acido-basique est fastidieuse…

• On préfère comparer chaque couple acide-base àun couple de référence.

Couple de référence choisi : H3O+/H2O

• En vue d’établir un classement des acides selonleur force.


• On détermine, pour un couple donné, la constanted’acidité KA.

• Il s’agit de la constante d’équilibre de la réaction de laforme acide avec l’eau. (facilité de la protonation de H2O)

• Réaction : AH+ + H2O ↔ A + H3O+

• Expression de KA Solution aqueuse diluée

(A)eq.(H3O+)eq

(AH+)eq.(H2O)eq

KA =[A]eq.[H3O

+]eq

[AH+]eq

KA =


• KA, comme toute constante d’équilibre K, ne dépend quede la température.

• Les valeurs de Ka peuvent être très grandes ou trèsfaibles. Pour comparer l’acidité, on définit le pKA.

pKA = - log (KA)

• Et bien évidemment :

KA = 10 -pKa


• En 1909, Sørensen définit le potentiel hydrogène (ou pH)

pH = - log (H3O+)

NB: En solution aqueuse diluée, (H3O+) ≈ [H3O+]

• Le pH d’une solution s’étend de 0 à 14.

pH = 7,0 solution neutre [H3O+] = [OH-]pH < 7,0 solution acide [H3O+] > [OH-]pH > 7,0 solution basique [H3O+] < [OH-]


- log [H3O+]eq = - log - log KA

• Prenons le cas d’un couple faible : AH+/AH

[A]eq.[H3O+]eq

[AH+]eq

KA =

[A]eq

[AH+]eq

[H3O+]eq = x KA

On sort [H3O+]eq de l’équation

[A]eq

[AH+]eq

On multiplie par – log (x)


pH = pKA + log[A]eq

[AH+]eq

- log [H3O+]eq = - log - log Ka

[A]eq

[AH+]eq

Equation de Handerson-Hasselbach


A pH = pKA , on a log (A/AH+) = 0et donc A/AH+ = 1 : demi-dissociation

pH = pKA + log[A]eq

[AH+]eq


Diagrammede distribution

Diagrammede prédominance

%

100%

50%

pHpKA

Zone tampon (coexistence des deux espèces)

pKA - 2 pKA + 2

AH+ A

AH+prédomine

Aprédomine

pKa


Application : Le pKa (COOH) de la glycine est 2,4.

Le pKb (NH2) de la glycine est 9,7 Forme ionisée

100%

50%

pHpKa= 2,4

pKa - 2 pKa + 2

COO-

NH2

NH3+

pKb - 2 pKb + 2

COOH

C

O

NH3

+CH2 O

-

pKb= 9,7

C

O

NH2CH2 O

-C

O

NH3

+CH2 OH

Cationique Zwitterionique Anionique


100%

50%

pH

COO-

NH2

NH3+

COOH

Cas des acides aminés acides : Acide aspartiqueAcide glutamique

Charge globale = -1

pKa pKr pKbpH physiologique= 7,4


100%

50%

pH

COO-

NH2

NH3+

COOH

Cas des acides aminés basiques : LysineArginine (+ Histidine)

Charge globale = + 1

pKa pKbpH physiologique pKr


Application : Dans une protéine, un résidu histidinepossède un pKr (synonyme de pKa) de 6,0.

Calculer le pourcentage de forme ionisée à pH = 7,0

NH CH C

O

CH2

NH

NH

NH CH C

O

CH2

NH

N+

H+


Il y a 10x plus de forme His non protonée que de forme His-H+.

pH = pKr + log[His]eq

[His-H+]eq

10pH-pKr = = 10[His]eq

[His-H+]eq


1 = [His] + [His-H+]

[His]tot

1 = 10 x [His-H+] + [His-H+]

[His]tot

1 = 11 x [His-H+]

[His]tot

[His-H+]

[His]tot

= 1/11 ≈ 0,091Réponse: 9,1 %

Par évidence


pH

Charge globale

+1

-1

7,4pH

Charge globale

+1

-1

7,4

Notion de pHi

Le pHi correspond au pH isoélectrique de l’acide aminé donné. C’est-à-dire qu’à ce pH, la charge globale de l’ensemble des acide aminés en solution est de 0.

Arginine Acide aspartique

≈ 3

≈ 11


100%

50%

pH

COO-

NH2

NH3+

COOH

pKa pKbpKr

Exercices A quel acide aminé peut correspondre ce graphique ?Quel est la charge de cet acide aminé à pH physiologique ?

7,4

Quelle est la définition du pHi ?

Un peptide ou une protéine est un enchaînement linéaire d’une séquence d’acide aminés.

Tous les acides aminés peuvent s’enchaîner dans n’importe quel ordre donc beaucoup de possibilités d’enchaînements polypeptidiques.

IV- Peptides et protéines

Synthèse des protéines

Gène (ADN codant)

ARN messager

Protéine

TraductionRibosomes et ARNtvia Code génétique

TranscriptionARN polymérase II


• On observe 4 niveaux de structures pour les protéines : primaire, secondaire, tertiaire, quaternaire

Structure primaireEnchaînement linéaire des aa

Structure secondaire (repliement local)Structure tertiaire (repliement global)

Structure quaternaire= polymère

Le repliement se fait grâce à des protéines chaperonnes


A quoi ressemble une protéine ?

Exemple de l’enzyme glucokinase (465 aa)

Notez la différence de taille avec le substrat :

O

OH

OH

OH OH

CH2OH


216

Enchaînement linéaire d’acides aminés, sans conformation particulière dans l’espace.

L’enchaînement est possible grâce a des liaisons peptidiques entre chaque acide aminé.


1) Structure primaire

Tout peptide possède une extrémité N- Terminale (N-ter) et une extrémité C-Terminale (C-ter).

Par convention, si les extrémités ne sont pas précisées, l’extrémité N-ter est à gauche, l’extrémité C-ter à droite

C

O

NH2CH

OH

CH2

+ C

O

NH2CH

OH

CH2

OH

C

O

NH2CH

NH C

O

CH

OH

CH2 CH2

OH

+ OH2

Formation d’une liaison peptidique (amide)Groupement plan (mésomérie), absorbe à 210 nm


Modifications post-traductionnelles

Elles sont le fait d’enzymes qui modifient chimiquement la structure primaire. Il en existerait plus de 200 :

- Phosphorylation/déphosphorylation par des kinases et phosphatases. Concerne les résidus Tyr, Thr, Ser.

- Acétylation sur Lys (acétylation des protéines histones)

- Hydroxylation sur Pro (collagène)

- O-Glycosylation sur Thr/Ser

- N-Glycosylation sur Asn (séquence consensus N-X-S ou N-X-T)

- Excision du Met en N-ter à l’issue de la traduction

…


Structure permise grâce aux contraintes physiques et électroniques qu’exercent les résidus entre eux.

Donne des propriétés géométriques à l’enchaînement d’acides aminés

La structure secondaire est un premier « repli » de l’enchaînement d’acides aminés


2) Structure secondaire

Deux angles particuliers au sein d’une structure secondaire sont à retenir :

-l’angle phi(Φ), qui correspond à la liberté de rotation entre le Cα et l’azote amidique-l’angle psi(Ψ), qui correspond à la liberté de rotation entre le Cα et le groupe carbonyle


Quelques exemples de contraintes induisant une structure secondaire :

O

N

NH

O

- l’encombrement stérique des différents substituants

- les liaisons hydrogènes

- la proline, de par sa configuration particulière, a tendance à former un « coude ».


Exemples de structures secondaires

* L’hélice Alpha

Elle peut être :De pas droitDe pas gauche


*Feuillet β

Feuillet β parallèle Feuillet β anti-parallèle


Les feuillets β anti-parallèles sont souvent associés à la présence d’une PROLINE, qui permet la formation d’un « coude β » (≈ 4 aa)


Repliement supplémentaire de la chaîne polypeptidique : toutes les protéines ont une structure tertiaire.

La protéine cherche à atteindre le niveau de plus basse énergie.


3) Structure tertiaire

Exemple de structure tertiaire

Structure obtenue par cristallographie aux rayons X ou par RMN (petites protéines)


Toutes les protéines NE POSSEDENT PAS de structure quaternaire

La structure quaternaire correspond à l’association de plusieurs chaînes peptidiques par des liaisons faibles, comme des liaisons hydrogènes


4) Structure quaternaire

Exemple de structure quaternaire (G6PDH)


On peut dénaturer une protéine en « cassant » sa structure tertiaire

Elle passe de l’état « plié » a l’état « déplié » grâce à certains agents dénaturants comme :

- la chaleur

- pH extrêmes

- les détergents (SDS)

- …


Exercices Soit la représentation suivante :

A quel niveau de structure protéiquecette représentation correspond-t-elle ?

Comment s’appelle ce type de motif structural ?

A quoi correspondent les pointillés verts ?

Vous souvenez-vous de comment cet acide aminé s’appelle ?

Exercices

QCM : Répondre VRAI ou FAUX.A. La structure tertiaire dépend de la structure primaire.B. La liaison entre deux acides aminés est une liaison ester.C. La forme repliée d’une protéine est thermodynamiquement moins stable que sa

forme dépliée.D. Le résidu proline, de part sa structure particulière, peut induire un « coude ».E. Les protéines peuvent se dénaturer sous l’effet de fortes variations de pH.

Structure tertiaire : Préciser pour chaque flèche l’interaction stabilisante désignée.

leu

valile

Exemple n°1 : l’hémoglobine

4 sous-unitésChez l’adulte : 2α + 2βChez le fœtus : 2α + 2γ

Rôle dans le transport de O2, protéine retrouvée dans les hématies.

Responsable de la coloration soit rouge, soit bleue du sang.

V- Exemples de protéines

Fixation du dioxygène sur un groupement prosthétique « hème »


Exemple n°2 : Les immunoglobulines G

- 2 chaînes légères (L) : Soit λ, soit κ- 2 chaînes lourdes (H) : γ

- Une région constante (C)- Une région hypervariable (V)

Ponts disulfures intercaténaires(intracaténaires non représentés)


Protéine fibreuse trimérique :

- Chaque monomère est constitué d’unehélice de polyproline de pas gauche. Denombreux résidus Pro sont hydroxylés(Vitamine C dépendant; carence = scorbut)

-Trimérisation en une superhélice de pas droit.permise par les prolines hydroxylées.

- Mutation du collagène : Syndrôme d’Ehler Danlos

Exemple n°3 : Le collagène


Exercices Questions pour un PACES !

1) Molécule aromatique de type tétrapyrole, jeforme un plan qui vient coordiner 4 fois un ionferreux Fe2+ le plus souvent. Je permets letransport du dioxygène, je suis, je suis, je suis… ?

2) Cofacteur de la proline hydroxylase, je permet labonne hydroxylation des prolines qui rentrent dansla constitution du collagène. Mon absenceprovoque le scorbut, je suis, je suis, je suis… ?

3) Acide aminé de formule brute C2H5O2N dans sa forme non ionisée, je rentre dansla composition de la gélatine et mon autre nom est la « glycocolle ». Je suis neutre àpH physiologique, acide aminé protéinogène le plus simple et constituant importantdu collagène et des coudes β, je suis, je suis, je suis… ?


Stage de Pré-Rentrée 2012UE 1 – Les glucides

237


• Les glucides sont les biomolécules les plusabondantes de l’organisme.

• Rôle dans le métabolisme énergétique +++Glucose = principal carburant cellulaire

• Rôle de structuration des édifices biologiquesCellulose = Polymère de structure des végétaux

• Autres rôles, parfois très divers…

I- Généralités

• Les glucides sont un ensemble de molécules destructure et de fonction très variées.

Saccharose, PM = 342 Da

OH

OOH

OH

OH

CH2OH

OOH

OHCH2OH

HOH2C

CH2OH

CC

H

OH

O

H

D-glycéraldéhyde, PM = 90 Da

O

H

HH

H

OOH

H OH

OH

O

H

HH

H

O OH

H OH

OH

O

H

HH

H

OOH

H OH

OH

O

H

HH

H

O OH

H OH

OH

O

H

HH

H

OH

OH

H OH

OH

OH

n

Cellulose, PM compris entre 104 et 105 Da

Glucide le plus simple

I- Généralités

• Il est néanmoins possible de dégager unecaractéristique commune.

• Glucide = Toute molécule contenant au moins unose (ou saccharide) ou dérivé d’ose.

• Grossièrement on peut dire que: Les oses sont auxglucides ce que les acides aminés sont auxprotéines (des briques élémentaires).

I- Généralités

Saccharose

OH

OOH

OH

OH

CH2OH

OOH

OHCH2OH

HOH2C

CH2OH

CC

H

OH

O

H

D-glycéraldéhyde

Cellulose

Ose à 3 carbones, non cyclisé

Glucose (sous forme cyclisée)

Fructose (sous forme cyclisée)

Polymère du glucoseO

H

HH

H

OOH

H OH

OH

O

H

HH

H

O OH

H OH

OH

O

H

HH

H

OOH

H OH

OH

O

H

HH

H

O OH

H OH

OH

O

H

HH

H

OH

OH

H OH

OH

OH

n

I- Généralités

• Molécules simples non hydrolysables, parfoisappelés hydrates de carbone.

• Formule générale:

Un équivalent H2O pour chaque atome de carbone.

Cn(H2O)n n ≥ 3

I- Généralités

• Si n = 3 : triose (C3H6O3) ex : glycéraldéhyde, DHA

• Si n = 4 : tétrose (C4H8O4) ex : érythrose, thréose

• Si n = 5 : pentose (C5H10O5) ex : ribose

• Si n = 6 : hexose (C6H12O6) ex : glucose, fructose

• Si n = 7 : heptose (C7 H14O7) ex : sédoheptuloseseul exemple chez l’homme

Pas d’octose (n = 8) chez le mammifère.

• Formule générale:Un équivalent H2O pour chaque atome de carbone.

I- Généralités

• Autre caractéristique fondamentale : présenced’une fonction carbonyle. (sous forme non cyclique)

C

O

R2 R1

Cétone

C

O

R H

Aldéhyde

I- Généralités

• Certains oses présentent la fonction aldéhyde,toujours portée par le carbone n°1.

Ils sont appelés aldoses.C

H

O

• Certains oses présentent la fonction cétone,toujours portée par le carbone n°2.

Ils sont appelés cétoses. C

O

I- Généralités

• Toutes les autres atomes d’oxygène sontimpliqués dans des fonctions alcool primaire ousecondaire.

• Exemple: le D-fructose. (cétohexose)

CC

CC

HOH2CCH2OH

OH

OH

OH

OH

H H

1 fonction cétone (C2)2 fonctions alcool primaire3 fonctions alcool secondaire

213

45

6

I- Généralités

Exercices

C

C

C

C

CH2

O

OH

OH

OH

OH

H

H

H

H

Soit le sucre suivant :

Qu’est-ce qui peut vous faire dire que c’est un sucre ?

Est-ce un aldose ou un cétose ?

Est-ce un triose ? Un tétrose ? Un pentose ? Un hexose ?

Où se trouve le carbone numéroté 1 ?

I- Généralités

• Tout carbone portant une fonction alcoolsecondaire constitue un centre chiral, susceptiblede dévier la lumière polarisée.

• Exemple: le D-fructose.

CC

CC

HOH2CCH2OH

OH

OH

OH

OH

H H

Les carbones C3 , C4 , C5 sont asymétriqueset portent une fonction alcool secondaire.

I- Généralités

• Conséquence : les oses sont actifs sur la lumièrepolarisée. On dit qu’ils sont chiraux.

• Exception: la dihydroxy-acétone (DHA).

CH2OH

C

CH2OH

OPas de carbone asymétriqueCar pas de fonction alcool secondaire.

II- Stéréochimie

• Les n* carbones asymétriques peuvent faire l’objetd’une isomérie de configuration spatiale (R/S)

• Nombre de stéréoisomères: 2n*

• Exemple: Cas d’un aldotétrose

CHOCH

CH

HOH 2C

OHOH

* *

2 centres asymétriques :

22 Stéréoisomères = 4

II- Stéréochimie

• Intérêt de la représentation de Fischer en chimie des oses.

HOH2C

C

C

OH

H

O

H

CHO

CH2OH

H OH

CHO

CH2OH

H OH

II- Stéréochimie

• Cas de la molécule de glycéraldéhyde.(21 = 2 stéréoisomères)

CHO

CH2OH

H OH

CHO

CH2OH

OH H

D-glycéraldéhyde

[] = +14°

L-glycéraldéhyde

[] = -14°

différent de

II- Stéréochimie

• Il existe deux séries d’oses : la série D et la série L.

• Les oses de la série D sont énantiomères des oses de lasérie L.

• La série D est la plus représentée dans la nature.

• Détermination de la série d’un ose :Projection de Fischer +++

II- Stéréochimie

• On souhaite déterminer la série de l’ose suivant:

CC

CHOH2C O

OH

OH HH

H

En vue d’une projection de Fischer

Rotation 180°

CC

C

HOH2CO

OHOH

HH

H

II- Stéréochimie

• On souhaite déterminer la série de l’ose suivant:

CC

C

HOH2CO

OHOH

HH

H

CH2OH

O

OH H

H OH

H

II- Stéréochimie

• Maintenant que l’on a la représentation de Fischer,voici la règle.

CH2OH

O

OH H

H OH

HOn regarde la configuration du carboneportant la dernière fonction alcoolsecondaire.(Carbone portant le numéro le plus haut).

Si OH est à droite : série D.Si OH est à gauche : série L.

NB: La fonction la plus oxygénée (C=O) doitêtre placée en haut.

1

2

3

4

Série D

II- Stéréochimie

Aldoses de la série D

Les aldoses de la série L correspondent aux énantiomères des

molécules correspondantes.

C

CH2OH

O

H OH

H OH

H

C

CH2OH

O

H OH

H

C

CH2OH

O

OH H

H OH

H

D-glycéraldéhyde

D-érythroseD-thréose

CO

H OH

H OH

H

CH2OH

OHH

D-ribose

CO

OH H

H OH

H

CH2OH

OHH

D-arabinose

CO

H OH

OH H

H

CH2OH

OHH

D-xylose

CO

OH H

OH H

H

CH2OH

OHH

D-lyxose

CO

H OH

H OH

H

OHH

CH2OH

OHH

D-allose

CO

OH H

H OH

H

OHH

CH2OH

OHH

D-altrose

CO

H OH

OH H

H

OHH

CH2OH

OHH

D-glucose

CO

OH H

OH H

H

OHH

CH2OH

OHH

D-mannose

CO

H OH

H OH

H

HOH

CH2OH

OHH

D-gulose

CO

OH H

H OH

H

HOH

CH2OH

OHH

D-idose

CO

H OH

OH H

H

HOH

CH2OH

OHH

D-galactose

CO

OH H

OH H

H

HOH

CH2OH

OHH

D-talose

II- Stéréochimie

• Pour rappel, en stéréochimie:

CHO

H OH

OH H

OHH

OH

CH2OH

H

D-glucose

CHO

HOH

OHH

OH H

OH

CH2OH

H

L-glucose

CHO

OH H

OH H

OHH

OH

CH2OH

H D-mannose

CHO

OH H

OH H

HOH

OH

CH2OH

H

D-tallose

énantiomères

diastéréoisomères

Épimères en C2

= diastéréoisomères

II- Stéréochimie

• Pour l’instant, retenez la formule des oses suivants:

• D-mannose et D-galactose sont épimères du glucoserespectivement en C2 et en C4.

CHO

H OH

OH H

OHH

OH

CH2OH

H

D-glucose

CHO

OH H

OH H

OHH

OH

CH2OH

H

D-mannose

CHO

H OH

OH H

HOH

OH

CH2OH

H

D-galactose D-fructose

CH2OH

O

OH H

OHH

OH

CH2OH

H

II- Stéréochimie

• Autres oses d’intérêt biologique à retenir :

CHO

H OH

OHH

OH

CH2OH

H

D-ribose (constituant des acides

nucléiques : ARN)

CHO

CH2OH

H OH

CH2OH

CH2OH

O

D-glycéraldéhyde

Dihydroxyacétone

Métabolites importants

II- Stéréochimie

CHO

H OH

OH H

OHH

OH

CH2OH

H

CHO

OH H

OH H

OHH

OH

CH2OH

H

Exercices Soient les deux sucres suivants :

Quelle est la série (D/L) de ces deux oses ?Quelle est la relation stéréochimique qui existent entre eux ?Comment s’appellent-ils ?

II- Stéréochimie

• En milieu aqueux, les oses sont retrouvés trèsmajoritairement sous forme cyclique.

OOH

OH

OH

OH

CH2OH

H

β-D-glucopyranoseUne des formes cycliques du D-glucose.

III- Cyclisation

Alcool + Aldéhyde Hémi-acétal

Alcool + Cétone Hémi-cétal

R2

CR3

O

R2 C

H

O

R1 OH R2 CH

O

OH

R1(R et S si asymétrique)

R2 C

O

OH

R1

R3

(R et S si asymétrique)

R1 OH

III- Cyclisation

• Que peut-il arriver dans une molécule qui contientces deux fonctions : carbonyle (C=O) et alcool (OH) ?

• Réaction de cyclisation (hémi-acétal cyclique)

• NB : Cycles à 5 et 6 centres +++car ce sont des cycles plus stables.

OH

C OH

O

CH OH

Alcool

Aldéhyde

Hémi-acétal

R ou S

III- Cyclisation

• C’est ce qu’il se passe pour les monosaccharides. Ilexiste deux types de cycles (à 5 et à 6 centres) :

Les oses porteurs du cycle sont appelés pyranoses.

Les oses porteurs du cycle sont appelés furanoses.

A bien retenir, nous allons réutiliser ces notions !

O

OH

OOH

III- Cyclisation

1O

OH

OH

OH

CH2OH

OH

6

5

4

32

ou

Attaque de ÖH sur une face ou l’autre : On obtient deux diastéréoisomères (nommés ANOMERES).

1

OH

OH

OH

OH

CH2OH

O

6

5

4

32

1

OHOH

OH

OH

CH2OH

O

6

5

4

32

Anomère βVers le haut(en cis de CH2OH)

Anomère αVers le bas(en trans de CH2OH)

III- Cyclisation

• En solution : possibilité de décyclisation-recyclisation.Il existe un équilibre entre anomères α et β.

Cela s’appelle le phénomène de mutarotation.

• Le carbone anomérique peut changer deconfiguration absolue.

1

OH

OH

OH

OH

CH2OH

O

6

5

4

32

1

OHOH

OH

OH

CH2OH

O

6

5

4

32

III- Cyclisation

III- Cyclisation

Exercices

QCM : Répondre VRAI ou FAUX pour chaque item.A. La réaction de cyclisation est une réaction enzymo-catalyséeB. La réaction de cyclisation produit deux anomères.C. Un ose cyclique à 5 centre est appelé furanose.D. La réaction de cyclisation concerne tous les oses.E. Le phénomène de mutarotation est spontané.

Anomère β ou bien anomère α ?

OHOH

OH

OH

CH2OH

O O

OH

OH

HOH2C

OH

CH2OH

• Liaison covalente entre 2 unités d’ose. D’un pointde vue chimique, il s’agit d’une liaison acétal

Alcool + Acétal

Alcool + Cétal

R1 OH

R2 C

O

O

R1

R3

R1

R1 OH

Hémi-acétal

R2 CH

O

OH

R1

R2 CH

O

O

R1

R1

R2 C

O

OH

R1

R3

Hémi-cétal

+ OH2

+ OH2

IV- La liaison osidique

• Application aux structures étudiées :

• Pour simplifier le mécanisme, les biochimistes trichent etécrivent :

O

C

OH

H

OH R+O

C

O

H

R

+ OH2

OHOH

O

O

O

+ OH2

Hémi-acétal Acétal

Condensation


• Le groupement OH, réagissant avec l’hémi-acétal peut :- être un alcool primaire- être un alcool secondaire- appartenir à une autre fonction hémi-acétal

• Si une liaison hémi-acétal est impliquée dans une liaisonosidique, la mutarotation de l’ose correspondant estbloquée.

• On définit alors des ponts osidiques α ou β en fonction del’anomérie du carbone hémi-acétalique bloqué.



Oligosaccharides• Entre 2 et 10 oses reliés par des ponts osidiques.• Exemple du maltose (diholoside)

D-glucopyranosyl α*1→4+ D-glucopyranoside

OH

O

OH

OH

OH

CH2OH

O

C

H

OH

OH

CH2OH

OH

Libre mutarotation

Anomérie α bloquée


• Exemple du lactose (diholoside)

D-galactopyranosyl β*1→4+ D-glucopyranoside

Libre mutarotation

Anomérie ß bloquée

O

H

O

OH

OH

OH

CH2OH

O

C

H

OH

OH

CH2OH

OH


Polysaccharides• Polymères d’oses : peuvent jouer un rôle- structural : cellulose, chitine…- énergétique : amidon, glycogène, inuline…

• Exemple du cellulose :O

H

HH

H

OOH

H OH

OH

O

H

HH

H

O OH

H OH

OH

O

H

HH

H

OOH

H OH

OH

O

H

HH

H

O OH

H OH

OH

O

H

HH

H

OH

OH

H OH

OH

OH

n

Polymère du ß-D-glucoseRôle de structure chez les plantes : parois végétales.Représente la moitié du carbone terrestre !


• Les osidases

Ce sont des enzymes qui catalysent l’hydrolyse des liaisons osidiques.Elles ont une spécificité relative : elles ne reconnaissent qu’unanomère en particulier.

Exemples : α-glucosidaseβ-galactosidaseβ-glucosidase (absente chez l’homme)


Exercice Soit le cellulose et son produit d’hydrolyse, le cellobiose.


O

H

HH

H

OOH

H OH

OH

O

H

HH

H

O OH

H OH

OH

O

H

HH

H

OOH

H OH

OH

O

H

HH

H

O OH

H OH

OH

O

H

HH

H

OH

OH

H OH

OH

OH

n

CellobioseQuel type d’osidase peut catalyser cette dégradation ? Quel est son nom complet ?

O

H

O

OH

OH

OH

CH2OH

O

C

H

OH

OH

CH2OH

OH

• Par opposition aux glucides simples (holosides).

• Est appelé hétéroside une molécule contenant :- Une fraction glucidique- Une fraction non-glucidique (aglycone)

• La liaison reliant un ose à l’aglycone est généralement uneliaison acétal ou analogue à une liaison acétal.

Proportions variables

OO

ON

Aglycone Aglycone

N-hétéroside O-hétéroside

V- Glucides complexes :

hétérosides

O

OH

O

CH3O

O

O

OH

H

H

H

CH3

H

O

OH

O

CH3

O

OH

OH

CH3

OH

Exemple d’O-hétéroside : la digoxine.

Tridigitoxose

Stéroïde= aglycone

O-hétéroside de stérol extrait de la digitale pourpre.

Cardiotonique toxique

A faible dose, la digoxine est unemolécule célèbre pour sonutilisation en cardiologie, dans letraitement de l’insuffisancecardiaque.


hétérosides

Hétéroprotéine à laquelle on a grefféune chaîne glycanique. Fonctions multiples.

O-glycosylation sur sérine, thréonine. (rarement tyrosine)N-glycosylation sur séquences consensus Asn-X-Ser et Asn-X-Thr

O

NH

OH

O

CH2OH

...N-ter

CO

NH

CH

CO

NH

CH

CO

NH

CH

CO

NH

...C-ter

CH2C

O

NH

CO-CH3

O

NH

OH

O

CH2OH

CO-CH3

OOH

O

OH

CH2

O

OOHOH

OH

CH2OH

OOHOH

OH

CH2OH

R

HOH2C

1) Glycoprotéines


hétérosides

Constituants importants de la paroi de certaines bactéries.Ce sont des réseaux d’osides reliés entre eux par des petitspeptides.Ils sont la cible de certains antiobiotiques, notamment les pénicillines.

Constituants importants de la matrice extra-cellulaire.Fraction glucidique > Fraction protéique

(Contrairement aux glycoprotéines)Fonction glucidique = Glycosaminoglycanes (GAG) → « Glycanes » contenant de la glycosamine.

3) Protéoglycannes

2) Peptidoglycannes


hétérosides

A quoi ressemble un protéoglycanne ?

Acide hyaluronique (toujours)GAG non sulfaté

Protéine

Protéine de jonction (liaison avec acide hyaluronique non covalente)

O

OH

OH

O

COOH

O

NH

CH2OH

O

OH

C

CH3

O

O

GAG sulfatéEx : chondroïtine sulfate

O

OH

OH

O

COOH

O

NH

CH2

O

OH

C

CH3

O

O

OS

O

O

O-

Fortement hydrophile : hydrate le tissu


hétérosides

Stage de Pré-Rentrée 2012UE 1 – Les lipides

283


Qu’est ce qu’un lipide ?

Les lipides forment l'ensemble des graisses. Caractère onctueux, pateux.

Substances biologiques solubles dans les solvants organiques (CH3OH, chloroforme…) = lipophilie

Très peu solubles dans l’eau = hydrophobie

Cires(solides)

Huiles (liquides)

Augmentation en température

Pates

I- Généralités

Effet hydrophobe (molécules apolaires)Pas une « liaison » à proprement parler.

I- Généralités

φ aqueuse

φ organique

Classification

Extraction des lipides

Echantillon biologique

ExtractionCHCl3 / CH3OH

Biomolécules non liposolubles(aa, sucres…)

LIPIDESNa+OH- à chaud

(Saponification)

Phase aqueuse : saponifiables.

Phase organique : insaponifiables.

I- Généralités

Fonction des lipides

Comme pour les protides et les glucides, leur fonction est multiple !

Forme des feuillets lipidiques et membranes

Ex : Organisation en bicouche lipidique des membranes grâce à leur caractère amphipatique

Communications :

Rôle de transduction du signal (Milieu EC vers Milieu IC)

Hormones stéroïdes

Etc…

Réserve énergétique

I- Généralités

Exercices

Connaissez-vous des lipides « stéroïdes » :- Qui sont des hormones sexuelles ?- Qui doivent être contrôlés dans l’apport alimentaire ?

QCM : Les items suivant sont-ils « Vraaaaiiiis » ou « Faaaauuuux » A. Les lipides se caractérisent par leur caractère hydrophile.B. Le cœur d’une micelle est aqueux.C. Les lipides sont souvent classés en fonction de leur réponse à la réaction

d’estérification. D. Les lipides sont une réserve d’énergie importante pour l’organisme. E. Les lipides peuvent jouer un rôle dans la communication entre cellules.

I- Généralités

La réaction de saponification

Les amides ont une réactivité analogue aux esters et

peuvent aussi produire des savons.

Les lipides saponifiables présentent une fonction ester ou une fonction amide. Ils produisent des savons : les sels d’acide gras.

R1 C

O

O R2

+ OH-

Na+

R1 C

O

O-

Na+

+ OH R2

Ester Sel d’hydroxyde(base forte)

Sel d’acide(= Savon)

Alcool

R1 C

O

NH R2

II- Lipides saponifiables

→ d’acides grasCe sont des acides monocarboxyliques R-COOHR est une chaîne aliphatique non ramifiée comportant au moins 4 C.

Elle peut être saturée ou insaturée (mono ou poly).

→ de glycérol ou d’un alcool gras ou d’un stérolEstérifient les acides gras. Si glycérol : glycéride si alcool gras : céride si stérol : stéride

Les Lipides simples

• Ils sont formés à partir :


1) Les acides gras

Nomenclature usuelle des AG :

Noms triviaux, différents de ceux utilisés en chimie organique.

Quelques-uns sont à connaitre :

CH3–CH2–CH2–COOH Acide butyrique (4 carbones)

CH3–(CH2)12–COOH Acide myristique (14 carbones)

CH3–(CH2)14–COOH Acide palmitique (16 carbones)

CH3–(CH2)16–COOH Acide stéarique (18 carbones) etc…


Nomenclature physiologique des AG :

Cn:x(n-a) ou Cn:x(ωa)

n = nombre de carbone

x = nombre de double liaison (= d.l.)

a = atome de carbone portant la première d.l. à partir du CH3 terminal.

Intérêt : permet de classer les AG en « familles d’AG »

rôles fonctionnels différents (ω9, ω6, ω3…)


Acide palmitique C16:0

CH3COOH

CH3COOH

Acide oléique C18:1 (n-9)

CH3

COOH

Acide arachidonique C20:4 (n-6)Ou C20:4 Δ 5,8,11,14

NB : enchainement « malonique » des doubles liaisons


Température de fusion Tf des acides gras

Tf44,2°C 52,0°C 69,6°C 75,4°C63,1°C

C12:0 C14:0 C16:0 C18:0 C20:0

Augmente avec le poids moléculaire (nombre de carbone)

Diminue avec le nombre d’insaturations (= la fluidité augmente !)

C18:0C18:1

Tf13,4°C 69,6°C

C18:2

« Plus c’est long et dur… plus on doit chauffer ! »

-9°C-17°C

C18:3


Propriétés chimiques des acides gras

Réaction avec les alcools : formation d’esters

Glycérol…

Réaction avec les amines : formation d’amides

Sphingosine…

Réaction avec les thiols : formation de thioesters

Réaction avec le coenzyme A (CoA-SH) +++

formation d’acyl-CoA : R-CO-S-CoA forme activée des AG

C

O

O

C

O

NH

C

O

S


Notions de métabolisme des AG

Dégradation : β-oxydation

Voie métabolique mitochondriale

Récupère des acides gras : Acétyl CoA

Pouvoir réducteur (NADH, FADH2)

Synthèse (jusqu’à C16:0) : Enzyme « AG synthase »

Voie métabolique cytosolique

Consommation de pouvoir réducteur (NADPH, FADH2)

Elongation à partir d’Acétyl-CoA (C2) → AG nombre pair de C.


AG synthaseComplexe

multi-enzymatique


But de l’enzyme : Greffer 2 carbones supplémentaires à un acide gras.

Pour cela, l’enzyme réunit dans un premier temps :

- Un Acyl-CoA (forme activée thioestérifiée d’AG)

- Un Acétyl-CoA (porteur de 2 carbones)

Activé sous la forme de malonyl-CoA

R C S

O

CoA

CH3 C S

O

CoA CH2 C S

O

CoAO2C-

CO2, ATP


ACPS

S

AG synthase

Acide gras et groupe acétyle sont accrochés

de manière covalente à l’enzyme

R C

O

O2C-

CH2 C

O

Acyl-CoA

Malonyl-CoA

Réaction de condensation

Suivie du départ du groupement carboxylate du Malonyl-CoA (- CO2)

On obtient un β-cétothioester R-CO-CH2-CO-S-ACP

β-céto-acylACP synthétase


Les réactions

suivantes se font par

interaction de l’ACP

avec les autres sites

actifs de la multi-

enzyme.

Il s’agit de 3 réductions

successives du

carbone β.

CH2 C S

O

ACPC

O

R

CH2 C S

O

ACPCH

OH

R

CH C S

O

ACPCHR

CH2 C S

O

ACPCH2R

NADPH + H+

NADP+

FADH2

FAD

H2O

β-céto-acylACP

β-hydroxy-acylACP

β-énoylACP

β-céto-acylACP

réductase

β-hydroxy-acylACP

réductase

β-énoylACP

réductase


Synthèse (à partir de C16:0) : Enzymes « Elongases »

L’élongation se fait du côté COOH

La famille de l’acide gras n’est pas changée.

Exemple

ElongaseC18:2(n-9)

C20:2(n-9)


COOH

COOH

Création d’AGMI et d’AGPI : Enzymes « Désaturases » (- 2 H)

Chez les animaux progression des désaturases vers le COOH. Chez les végétaux progression des désaturases vers le CH3 terminal.

→ Les végétaux ne respectent pas la famille !

→ permettent de créer des d.l. de géométrie cis

→ créent des liaisons à enchainement malonique


Intérêt de la double liaison cis

→ crée une angulation

→ abaisse le point de fusion (↗ fluidité)

CH3 COOH

CH3COOH

Acide oléique C18:1(n-9)Géométrie CIS

Géométrie TRANS


Acétyl CoA C4:0 C6:0 ... C16:0 C18:0 Acide stéarique

C18:1(n-9)

Acide oléique

élongase

C18:2(n-6)

Acide linoléiqueC18:3(n-3)

Acide α-linolénique

C18:2(n-9)

C20:2(n-9)

C20:3(n-9)

Acide de Mead

C18:3(n-6)

C20:3(n-6)

C20:4(n-6)

Acide arachidonique

C18:4(n-3)

C20:4(n-3)

C20:5(n-3) EPA

élongaseélongaseélongase

C22:5(n-3)

C22:6(n-3) DHA

AG synthase

élongase

Désaturase Δ6

Désaturase Δ5

Δ4 (complexe enzymatique)

Δ9 désaturaseΔ12 (végétaux)Δ15 (végétaux)


Glycérol

Les acides gras ne sont quasiment jamais retrouvés sous forme libre.

Graisses et huiles que l’on retrouve dans les plantes et les animaux :

triglycérides (= triacylglycérol)

Ce sont des « triesters » d’acide gras OH

OH

OH CH2

CH

CH2

b) Association avec le glycérol


OH

OH

OH CH2

CH

CH2

O

OH3x +

O

O

O CH2

CH

CH2

O

O

O=Les TG peuvent être homogène : Les 3 acides gras sont identiques

hétérogène : quand 1 AG insaturé, toujours en position 2


Graisses et huiles alimentaires : mélanges complexes de triglycérides simples et mixtes.

Beurre : solide à température ambianteMajoritairement triglycérides saturés (Tf haut)

Huiles : liquide à température ambiante+ riches en triglycérides insaturés (Tf bas)

Huile d’olive : TG homogènes à acide oléique +++


Digestion des graisses

Lipase pancréatique

Acide gras

Acide gras

Acide gras

glyc

éro

l

Acide gras

Acide gras

glyc

éro

l

Acide gras

glyc

éro

l

glyc

éro

l

Hydrolyse en 1

Très rapide

Hydrolyse en 2

Très lente

Hydrolyse en 3

Absorption intestinale des DG et MG


Rôle physiologique des triglycérides

Réserve énergétique +++

Stockage:

Adipocytes du tissu adipeux →

Hépatocyte

Sous forme de vacuoles lipidiques

Forme de transport plasmatique

Après absorption des MG et DG au niveau de l’intestin.

→ Ré-estérification en TG par les cellules de l’intestin.

Transport dans le plasma des TG par les lipoprotéines.


Exercices Concernant le lipide suivant

Comment appelle-t-on ce type de lipide ? Quel est son nom en nomenclature physiologique ?Les insaturations diminuent-elles ou augmentent-elles la fluidité ?Est-il synthétisé par l’homme ?

COOHCH3

Comment appelle-t-on la voie métabolique de dégradation des acides gras ?(Vous vous souvenez dans quel organite elle a lieu ?)

A partir de quel nombre de carbones l’AG synthase ne prend-t-elle plus en charge les acides gras ?

Pourquoi les acides gras ont-ils toujours un nombre pair de carbone ?


Exercices Un PACES mange une tartine au beurre au petit déj’

O

O

O CH2

CH

CH2

O

O

O

Retraçons ensemble l’histoire de cette petite molécule jusqu’au tissu adipeux.


Lipides simples : Contiennent éléments C, O, H

Lipides complexes : Contiennent d’autres éléments, tels

que de l’azote ou du phosphore.

Les lipides complexes sont impliqués dans

l’édification des membranes biologiques.

Les lipides complexes


Ils ont une structure commune:

- 2 chaînes hydrophobes

- Plate forme d'ancrage des AG et des têtes polaires

Glycérol ou sphingosine

- Tête polaire: Phosphate + Alcool

ou Ose/chaîne polyosidique

Molécules amphipatiques

Plate forme d’ancrage

2 longues chaînes hydrophobes

Tête polaire


glyc

éro

l Acide gras

Acide gras

PAlcool(azoté ou inositol)

Sph

ingo

sin

e

Acide gras

OsideSph

ingo

sin

e

Acide gras

PCholine

glycérophospholipides Sphingomyéline Sphingoglycolipides

Lipides membranaires

Phospholipides Glycolipides

Glycérophospholipides Sphingolipides


On ne développera que les glycérophospholipides :

glyc

éro

l Acide gras

Acide gras

PAlcool(azoté ou inositol)


L’alcool azoté peut être :

Sérine (acide aminé)

Ethanolamine (- CO2)

Choline

(N-triméthyléthanolamine)

OH CH2 CH NH2

COOH

OH CH2 CH2 NH2

OH CH2 CH2 N+

CH3

CH3

CH3

Fonction OH Estérifiée par phosphate

Partiellement ionisé(NH3

+/NH2)

Choline toujours ionisée


Exemple de phospholipide :

O

O

O CH2

CH

CH2

O

O

P

O

O-

O CH2 CH2 N+

CH3

CH3

CH3

Glycérol

Phosphate

CholineAcide phosphatidiqueSynthétisé par phosphorylation d’un DAG


C’est quoi la différence entre un lipide « simple » et un lipide « complexe » ?(Définition)

Exercices

Soit le schéma de glycérophospholipide suivant

Associer chacun des composantssuivants à la couleur correspondantedans le schéma :

- Glycérol- Phosphate- Choline- Acide gras saturé- Acide gras insaturé (s’il existe, quelleposition préférentielle : 1 ou 2 ?)

Position 1

Position 2

Comment appelle-t-on cette partie là ?


- Phosphatidyl-sérine (PS)

- Phosphatidyl-éthanolamine (PE)

- Phosphatidyl-choline (PC)

- Phosphatidyl-inositol (PI)

- Sphingomyéline (contient choline)

- Sphingoglycolipides

Souligné = nature de la tête polaire

PC

AG insaturé en position 2

Tête polaire

Lipides et membrane plasmique


Les lipides complexes sont des molécules amphipatiques.→ présentent un pôle hydrophile et un pôle hydrophobe.

En milieu aqueux, on observe une tendance spontanée à laformation d’agrégats lipidiques, pour protéger le pôlehydrophobe du solvant.


2 possibilités d’organisation :

• Monocouche

• Bicouche

Graisse(Micelle)

Organisation retrouvée dans :- Lipoprotéines- Graisses ingérées (dans le tube digestif)

H2O ou air (bulles)

Organisation retrouvée dans :- Membranes biologiques- Bulles d’air- Liposomes


OH

Cholestérol Glycolipide

Protéines associées à la membrane

GlycérophospholipideOu Sphingomyéline

Stabilise la bicouche lipidique en la rigidifiant.


Dynamique membranaire :

• (1) Vibration/Rotation sur l’axe des PL (nanoseconde)

• (2) Diffusion latérale des PL (microseconde)

• (3) Diffusion latérale des protéines (milliseconde)

• (4) Bascule ou flip-flop des lipides (moyenne: toutes les 30s)

La membrane plasmique : Une « mosaïque fluide »

1

4 Prot 1

2

3


Mouvement de flip-flop : En moyenne toutes les 30s

Les flipases génèrent continuellement une asymétrie membranaire.

PC, Sphingomyéline, glycoL : Feuillet extracellulaire (E)

PE, PS, PI : Feuillet intracellulaire (P)


Exercice

QCM : Répondre vrai ou faux, comme d’habitude.

A. L’insaturation « cis » des glycérophospholipides permet de rigidifier la membrane.B. La membrane plasmique adopte une structure en bicouche lipidique.C. On retrouve du cholestérol dans les membranes plasmiques.D. Les glycolipides sont retrouvés dans le feuillet externe exclusivement.E. Des protéines hydrophobes peuvent diffuser librement dans la membrane plasmique.


Rappel définition: Ce sont des dérivés naturels ne produisant pas de savons à l’action de base forte (soude, potasse) à chaud.

Ils ne contiennent pas d’acide gras.

Ce sont des dérivés de l’isoprène

CH2 C

CH3

CH CH2

II- Lipides insaponifiables

CH2 C

CH3

CH CH2

OH

Vitamine D

Hormones stéroïdes

Sels biliaires(digestion graisses)Cholestérol

Vitamine A, E, K

CaroténoïdesTransporteurs d’électrons(Ubiquinone)

Polymérisation de l’isoprène

Dérivés naturels Terpènes C10

Sesquiterpènes C15

etc

x2 = Géranyl (C10)X3 = Farnésyl (C15)


Dérivé isoprénique important : le cholestérol

OH

Fonction alcoolPosition β

A B

C D

Méthyles C18 et C19

Insaturation (Δ4)

Chaîne latérale 8C


Dérivé isoprénique important : le cholestérol

Numérotation des carbones

A connaitre !

OH

1

2

3

45

6

7

8

9

10

1112

13

14 15

1617

18

19

2021 22

23

2425

26

27


Exercice

Le cholestérol est tout nu, il faut le rhabiller !


Schéma récapitulatif:

Lipides saponifiables Lipides insaponifiables

Lipides

Lipides simples Lipides complexes Dérivés isopréniques

Glycérides

Stérides

Cérides

Phospholipides

Glycolipides

Stage de Pré-Rentrée 2012UE 1 – Notions d’enzymologie

333


I- 1 Généralités

Qu'est-ce qu'un ligand ?Molécule généralement plus petite qu'une protéine (ion, acide aminé, hormone,médicament)

Association avec la protéine généralement non covalente, saturable, réversible, spécifique sur une petite surface (10 à 30aa max) et en présence d'eau.

Exemples

enzyme-substrat, récepteur-hormone, récepteur-neurotransmetteur, récepteur-médicament

Rôles

transport (ion fer), thérapeutique, interactions intercellulaires...

I- 2) 1er type d’association :

cas Michaelien

Une protéine michaelienne peut avoir un ou plusieurs sites de liaisons à son ligand : elle peut lier plusieurs fois le ligand de manière spécifique.

Par contre les fixations des ligands sont indépendantes les unes des autres : si un ligand se fixe à la protéine, il n'influencera pas la fixation d'un autre ligand sur cette même protéine.

De manière générale: vitesse = k x concentration réactif(s)

Pour la formation : vformation = k1 x P x L

Pour la dissociation : vdissociation = k-1 x PL

Et à l’équilibre: vformation = vdissociation donc k1 x P x L = k-1 x PL

k-1/k1 = (P x L) / PL = Kd (mol.L-1) = L0.5 = 1/Ka (L.mol-1)


cas Michaelien

Kd

• est une constante de dissociation, donc pour un équilibre donné elle ne varie qu'avec la température, et pas avec la concentration.

• indique la concentration en ligand pour laquelle la protéine est à moitié saturée . Ce n'est pas forcément à l'équilibre.

• plus elle augmente, moins la liaison avec le ligand est affine.

• se mesure avec la dialyse à l’équilibre (si un site) et avec le méthode de SCATCHARD (si plusieurs sites).


cas Michaelien

La fraction de saturation :

Se définit comme le rapport du nombre de molécules P ayant lié L au nombre total de molécules P.

P0 = P + PL et L0 = L + PL

Kd = (P x L) /PL donc P = (Kd x PL) /L

Y= PL/P0

= PL/(P + PL)

= L/ (L + Kd) → hyperbole

et pour avoir une linéarisation, on inverse :

1/Y = 1 + Kd x 1/L


cas Michaelien

L'allostérie se définit par le fait qu'une protéine a plusieurs sites identiques ou différents qui interagissent entre eux (structure quaternaire).

Cette dépendance des sites entre eux s'illustre par le nombre de Hill n. Le nombre de Hill est le nombre de sites en interaction.

• Si n=1 : cas michaelien (les sites sont indépendants, chaque site n'interagit qu'avec lui même donc n=1)

• Si n>1, coopération positive : la fixation du ligand facilite la fixation d'un autre ligand sur un autre site en augmentant son affinité.

• Si n<1, coopération négative : la fixation du ligand gène celle d'un autre sur un autre site en diminuant son affinité.

Remarque : n ne peut pas être ≤ 0.

I- 3) 2ème type d’association :

cas allostérique

La fraction de saturation devient alors:

• Le nombre de Hill intervient au niveau de la puissance.

• Ici, on ne parle pas de Kd, mais de L0,5 . Le Kd est une constante or ici L0,5 dépend de n, donc ce n'est plus une constante.

• Pour le cas michaelien, on a n = 1, donc Kd c'est donc L0,51.


cas allostérique

La courbe de fraction de saturation est une sigmoïde, pas une hyperbole.


cas allostérique

La courbe sigmoïde met en évidence une transition allostérique, avec le passage de la forme relâchée à la forme tendue.

NB : Homotrope (ligand principal) et hétérotrope (ligand secondaire).


cas allostérique

II- La relation enzyme-substrat

Les enzymes:

• Une enzyme peut être une protéine mais également un ARN (ribozyme).

• Catalyseurs qui diminuent le DGa (donc augmente la vitesse de la réaction) mais qui ne permettent pas de déclencher la réaction (réactions sans enzymes possibles) donc ne modifient pas le ∆G.

• Ne vivent pas à l'infini (turn over).

• Ne sont pas modifiées en fin de réaction.

• Elles catalysent le plus souvent des réactions irréversibles in vivo (enzyme différente dans chacun des 2 sens d'une réaction).

• Une enzyme est caractérisée par des certains paramètres : affinité, vitesse et activité.

L’affinité enzymatique:

• Ks = k-1/k1 = E x S / ES ( Ks = Kd d'une enzyme).

• Km = E x S / ES = k-1+ k2/ k1 or k2 petit donc Km = Ks = Kd (en arrondissant).


La vitesse

• Par extension il existe une formule similaire à la saturation, c’est la vitesse.

• (v / Vm) = S / (S + Km) tout comme Y = L / (L + Kd), ce sera la même courbe hyperbolique.

• On passe d'une vitesse d'ordre 1 à une vitesse d'ordre 0.

• Km= concentration pour laquelle enzyme à moitié saturée et pour laquelle vitesse est à la moitié de son max.

Remarque : vitesse conditionnée par k2 car k2 est le plus petit (v = k2 x ES).


En inversant la formule précédente, on trouve :


On a v = Vm . S / (Km + S)

Puis en divisant par S, on trouve: v = Vm – (v/S) . KmCe qui donne la courbe suivante:

C’est la représentation Eadie-Hoftsee.


Vm

Vm/Kmv/S

-Km

v

L’activité:

• Vitesse maximale Vm.

• Activité spécifique en UI = micromoles de substrat transformées par minute et par quantité d'enzyme (gramme, kg,...)

• Activité moléculaire = moles de substrat transformées par seconde et par mole d'enzyme, unité en s-1.

• k2 = Vm / E0 (activité moléculaire)

• Remarque : Le critère d'efficacité tient compte de l'affinité et de la vitesse, c'est k2/Km. Plus ce rapport est grand, plus l'enzyme est efficace car elle sera plus rapide (k2 plus grand) ou plus affine (Km plus petit). On tend vers la perfection cinétique.


III- Inhibitions

Irréversibles :

• Réactions chimiques (intoxications aux pesticides)

• pH

• température élevée

→ dénaturent l’enzyme.

Réversibles

Inhibition compétitive (IC) :

L’inhibiteur (IC) est souvent un analogue de substrat, de telle sorte qu’il se loge à la place de S, sans être en général transformé.

On a alors: v = Vm.S/(K’m +S) avec K’m = Km( 1+ I/Ki)

III- Inhibitions

Inhibition non compétitive (INC) :

L’inhibiteur se fixe en dehors du site actif. Il va freiner la cinétique sans toucher l’affinité.

III- Inhibitions

Inhibition incompétitive (IIC) :

C’est un cas particulier. IIC ne peut se fixer que sur ES.

Vm et Km divisés par le même facteur [1 + I/ Ki].

III- Inhibitions

Stage de Pré-Rentrée 2012UE 1 – Les acides nucléiques

353


I- Introduction

Les acides nucléiques sont à la base du vivant. Parmi eux, on connait

notamment l’ADN, présent dans toutes les cellules nucléées de

l’organisme.

Un nucléotide est formé :

- d’une base azotée,

-d’un ose (sucre) qui déterminera le type d’acide nucléique,

- d’un acide phosphorique .

C’est l’enchainement des nucléotides qui forme un acide nucléique.

-Un nucléoside est désigné par l’ensemble base azotée + sucre.

-Un nucléotide est un nucléoside lié à un phosphate.

II- Les Nucléotides

Les bases azotées

Elles sont de deux types : les bases puriques et les bases pyrimidiques.

Les bases puriques :

Ce sont les bases formées à partir du noyau purine. Ce noyau est constitué de

deux hétérocycles aromatiques : un cycle pyrimidine et un cycle imidazole .

Voici sa représentation :

N

N

NH

N1

2

3

4

567

8

9


Il y a deux bases puriques importantes, présentes dans l’ADN et l’ARN à l’état

naturel :

L’adénine :

Elle est représentée comme ceci :

En nomenclature chimique, il s’agit de la

6-aminopurine.

La guanine :



2-amino-6-oxypurine.

N

N

NH

N

NH2

N

NH

NH

N

NH2

O


Les bases pyrimidiques :

Ce sont les bases formées à partir du noyau pyrimidine. A la différence du noyau

purique, le noyau pyrimidique est formé d’un seul hétérocycle aromatique.

Voici sa représentation :

1

2

3

4

5

6

N

NH

La numérotation diffère entre les noyaux puriques et pyrimidiques !!!!


Il y a trois bases pyrimidiques importantes :

La cytosine :



2-oxy-4-aminopyrimidine.

Elle est aussi bien présente au sein de l’ADN que de l’ARN à l’état naturel.

N

NH

NH2

O


La thymine :



5-méthyl-2,4-dioxypyrimidine.

Attention : elle est bien présente dans l’ADN à l’état normal. Cependant, elle est

absente de tout ARN naturel !! Dans les ARN, la thymine sera remplacée par l’uracile.

L’uracile :



2,4-dioxypyrimidine.

Elle remplace la thymine au sein des ARN, on en retrouve normalement pas dans

l’ADN.

NH

NH

O

O

CH3

NH

NH

O

O


Les sucres

Ce sont eux qui vont déterminer le type d’acide nucléique.

Ainsi, au sein de l’ADN, on aura du 2’-désoxyribose alors que dans l’ARN, ce sera

du ribose.

Voici leurs représentations :

2’-désoxyribose ribose

(ADN) (ARN)

OHO

OH

OH

OHO

OH

OHOH


-Ces oses sont, au sein des acides nucléiques, sous la forme furanose.

Petit rappel sur le cours des glucides : la forme furanose est la forme cyclique des

oses formée par réaction d’hémiacétalisation entre le carbonyle et la fonction alcool

du carbone 4. Il s’agit d’un cycle à 5 sommets.

- Dans les acides nucléiques, les oses ont la configuration L.

- Ils sont en conformation b (le OH anomérique et le C5 se trouvent du même côté

du plan).


Le phosphate :

L’acide phosphorique H3PO4 peut être représenté comme ceci :

Il possède donc 3 fonctions acides. Au sein des nucléotides, une de ces fonctions

va s’estérifier avec la fonction alcool libre en C5’ du sucre.

Les nucléotides à l’état libre peuvent être mono, di ou triphosphates. La liaison entre

ces phosphates est une liaison anhydride d’acide. Cependant dans les acides

nucléiques, ils sont monophosphates.

P

O

OH

OH

OH


Conclusion sur la forme générale d’un nucléotide :

Prenons l’exemple de l’ATP : ce nucléotide sera donc formé d’une adénine, d’un

ribose et de 3 phosphates. Il sera donc représenté comme ceci :


NO

O

OHOH

P

O

OH

P

O

O

OH

OH

OH

O

O

P N

NN

NH2

Conformations

Liaison sucre – base azotée : Rotation autour de la liaison σ

Conformations du sucre

Le plus couramment : nucléotides Anti/C2’ endo


O

N

N

N

NNH2

OP

O-

O

O-

OHOH

SynAnti

O

NO

PO

-

O

O-

OHOH

N

N

N

NH2

O O O O

C2’ endo C2’ exo C3’ endo C3’ exo

Absorbance :

- Les acides nucléiques absorbent la lumière dans l’UV.

- On observe que les bases puriques absorbent mieux que les bases pyrimidiques.

- Le maximum d’absorbance est pour une longueur d’onde de 260 nm. Ainsi, on

utilise le rapport des absorbances suivant pour déterminer la pureté d’un acide

nucléique :

260nm (ac. nucléiques)/ 280nm (protéines)

.


III- Les acides nucléiques

Les acides nucléiques sont des polynucléotides. Les liaisons entre les nucléotides

sont des liaisons phosphodiesters, entre l’alcool en 3’ du sucre et une fonction

acide du phosphate.

Lors de cette réaction, il y a perte d’une molécule d’eau.

La liaison est orientée 3’-5’ (alors que le sens de lecture du brin d’ADN est 5’-3’).

Base 1O

O

OH

OH

OH

O

P

+

Base 2O

O

OH

OH

OH

O

P

Base 2O

OH

Base 1O

O

O

OH

OH

O

P

P O

O

OH

+ H2O

III- a) L’ADN

Il s’agit du support de l’information

génétique. Il est formé de deux brins

antiparallèles qui adoptent une

structure hélicoïdale. Les sucres et les

phosphates forment le squelette

externe de l’hélice alors que les bases

azotées sont rejetées à l’intérieur.

On observe, à sa surface, deux types

de sillons : le grand sillon où viendront

majoritairement se fixer les protéines

régulatrices ; et le petit sillon.

Les deux brins d’ADN forment deux

hélices qui tournent dans le même

sens mais ne se croisent jamais. Elles

sont maintenues ensemble par les

liaisons hydrogènes entre les bases en

vis-à-vis.

Grand sillon

Petit sillon

Sucres + Phosphates

Bases azotées

A l’état normal, A est associé avec T et G avec C au sein de l’ADN.

Adénine : Thymine :

NN

NH

NNH H

NH

N

O

O

CH3

H

III- a) L’ADN

Elles sont reliées par 2 liaisons hydrogènes représentées en pointillés.

Guanine : Cytosine :

Elles sont reliées par 3 liaisons hydrogènes représentées en pointillés.

N

NNH

N

NH

O

H

H

N

NH

NH

O

H

III- a) L’ADN

III- a) L’ADN

Forme B de l’ADN :

- Il s’agit de la forme naturelle dans les conditions physiologiques.

- C’est une hélice de pas droit dont le plan des bases est perpendiculaire à l’axe de

l’hélice.

Elle comporte deux sillons, l’un majeur et l’autre mineur. Par tour d’hélice (34 Å), il y

a 10 paires de nucléotides.

Anti/C2’ endo

Forme A de l’ADN :

- Elle est observée dans certaines régions d’ADN naturel en milieu déshydraté,

lorsqu’il y a une forte concentration en cations.

- C’est une hélice de pas droit dont le plan des bases est légèrement incliné par

rapport à celui de l’hélice B.

Le sillon étroit est profond et inaccessible alors que l’autre est large et superficiel.

Par tour d’hélice (26 à 28Å), il y a 11 paires de nucléotides.

Anti/C3’ endo

III- a) L’ADN

Forme Z de l’ADN :

- Elle est présente dans les séquences riches en CG.

- C’est une hélice de pas gauche (à la différence des autres) dont le plan des bases

est perpendiculaires à l’axe de l’hélice.

Il n’y a qu’un seul type de sillon : le sillon profond. Il y a 12 nucléotides par tour

d’hélice (45Å).

C : Anti/C2’ endo

G : Syn/C3’ endo

III- b) L’ARN

Petits rappels :

- Dans l’ARN, le sucre n’est pas le désoxyribose mais le ribose.

- La base T est remplacée par le U.

- Généralement, les ARN, à la différence de l’ADN, sont simples brins.

III- b) L’ARN

Les ARNm :

- Ce sont les plus connus. Ils sont très fragiles et peu abondants (comparé aux autres

types).

- Ils sont le support temporaire de l’information génétique car ce sont les

intermédiaires entre l’ADN et les protéines.

- Ils possèdent une séquence polyA en 3’ et une coiffe (guanine méthylée en 7) en 5’.

Les ARNt :

- Leur rôle est d’amener les acides aminés à la polymérase lors de la traduction.

- Ils ont une structure particulière (en L) et possèdent des bases atypiques (telles

que l’hypoxanthine). Ils sont tous terminés par la séquence CCA, sur laquelle

viendront se brancher les acides aminés.

III- b) L’ARN

III- b) L’ARN

Les ARNr :

- Ce sont les plus nombreux. Ils servent de catalyseurs pour la synthèse des

protéines.

- Ils sont assemblés avec des protéines en plusieurs sous unités qui forment le

ribosome, présent notamment à la surface du réticulum endoplasmique rugueux.

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